Общая характеристика неметаллов.

Неметаллы ― химические элементы, которые образуют простые тела, не обладающие свойствами, характерными для металлов. Качественной характеристикой неметаллов является электроотрицательность.

Электроотрицательность ― это способность поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары.

К неметаллам относят 22 элемента.

Положение неметаллических элементов в периодической системе химических элементов

1-й период
2-й период
3-й период
4-й период
5-й период
6-й период

Как видно из таблицы, неметаллические элементы в основном расположены в правой верхней части периодической системы.

Строение атомов неметаллов

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов. Особенно сильные окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м периодах VI-VII групп. Если сравнить расположение электронов по орбиталям в атомах фтора, хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах. У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить только валентность I и степень окисления ― 1. Самым сильным окислителем является фтор . В атомах других галогенов, например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя разными путями. В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать хлористую кислоту HClO 2 , которой соответствуют соли ― хлориты, например хлорит калия KClO 2 . Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлорноватая кислота HClO 3 и ее соли ― хлораты, например хлорат калия КClO 3 (бертолетова соль). В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в хлорной кислоте HClO 4 и в ее солях, ― перхлоратах (в перхлорате калия КClO 4).

Строения молекул неметаллов. Физические свойства неметаллов

В газообразном состоянии при комнатной температуре находятся:

водород ― H 2 ;

азот ― N 2 ;

кислород ― O 2 ;

фтор ― F 2 ;

хлор ― CI 2 .

И инертные газы:

гелий ― He;

неон ― Ne;

аргон ― Ar;

криптон ― Kr;

ксенон ― Xe;

радон ― Rn).

В жидком ― бром ― Br.

В твердом:

• углерод ― C;

  кремний ― Si;

  фосфор ― P;

• мышьяк ― As;

  селен ― Se;

  теллур ― Te;

• астат ― At.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный ― у фосфора, бурый ― у брома, желтый ― у серы, желто-зеленый ― у хлора, фиолетовый ― у паров йода и т. д.

Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные ― немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств.

Состав и свойства простых веществ - неметаллов

Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы. К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.

Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , Cl 2 (элементы VII группы периодической системы), а также кислород O 2 и азот N 2 . Из трехатомных молекул состоит газ озон (O 3). Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов: C, Si, S и т. д. Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента ― кислорода), но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так, кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом, который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение, резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства вещества определяются не только его качественным составом, но и тем, сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между собой. Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном состоянии (исключая бром ― жидкость). Они не имеют физических свойств, присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за исключением графита). Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические свойства. Бориды (соединения бора с некоторыми металлами, например с титаном: TiB, TiB 2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей, лопаток газовых турбин. Как видно из схемы 1, углерод ― С, кремний ― Si, бор ― В имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они встречаются в двух видоизменениях ― в кристаллическом и аморфном. Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими температурами плавления. Кристаллический кремний обладает полупроводниковыми свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами ― карбиды, силициды и бориды (CaC 2 , Al 4 C 3 , Fe 3 C, Mg 2 Si, TiB, TiB 2). Некоторые из них обладают большей твердостью, например Fe 3 C, TiB. Карбид кальция используется для получения ацетилена.

Химические свойства неметаллов

В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

с металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

с водородом: H 2 + F 2 = 2HF;

с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность: 2Р + 5S = Р 2 S 5 ;

с некоторыми сложными веществами: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3 .

Неметаллы как восстановители

Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O 2 = SO 2 , 2H 2 + O 2 = 2H 2 О.

Кислород в соединении с фтором может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 2), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера.

Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 О.

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl 2 + H 2 О = HCl + HClO.

Фтор ― самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Соединения неметаллов

Неметаллы могут образовывать соединения с разными внутримолекулярными связями.

Виды соединений неметаллов

Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблицe:

Нелетучие водородные соединения				Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения (например, фтороводород HF, сероводород H 2 S, аммиак NH 3 , метан CH 4). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH 4 OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH 3 ∙H 2 O и называют гидратом аммиака.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO 2 , N 2 O 5), а других ― более низкую (например, SO 2 , N 2 O 3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO 3 сильнее азотистой HNO 2 , а серная кислота H 2 SO 4 сильнее сернистой H 2 SO 3 .

Характеристики кислородных соединений неметаллов

Свойства высших оксидов (т. е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам.

Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

Галогены.

Строение атомов галогенов

К галогенам относятся элементы VIII группы периодической системы, атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов и до его завершения им недостает только одного электрона, поэтому галогены проявляют яркие окислительные свойства. В подгруппе с увеличением порядкового номера эти свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату ― и, соответственно, возрастают восстановительные свойства их. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов. Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления -1 . Остальные галогены могут проявлять как эту степень окисления в соединениях с металлами, водородом и менее электроотрицательными элементами, так и положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором.

Простые вещества галогены и их свойства

Хлор, бром и йод в стеклянных сосудах

Характеризуя простые вещества ― галогены, необходимо вспомнить основные теоретические сведения о типах химической связи и кристаллическом строении вещества. В двухатомных молекулах галогенов атомы связаны ковалентной неполярной связью Г· ·Г или Г―Г и имеют молекулярную кристаллическую решетку.

При обычных условиях F 2 ― ярко-желтый, с оранжевым оттенком газ, Cl 2 ― желто-зеленый ядовитый газ с характерным удушливым запахом, Br 2 ― легколетучая бурая жидкость (пары брома сильно ядовиты, ожоги бромом очень болезненны и долго не заживают), а I 2 ― твердое кристаллическое вещество, способное к возгонке. В ряду F 2, Сl 2 , Br 2 , I 2 ― плотность простых веществ растет, а интенсивность окраски увеличивается. Следовательно, в изменении свойств атомов и простых веществ ― галогенов проявляется одинаковая закономерность: с увеличением порядкового номера неметаллические свойства ослабевают, а металлические ― усиливаются.

Химические свойства галогенов

Взаимодействие галогенов с металлами с образованием галогенидов:

2Na + I 2 ―― 2Na +1 I -1 (иодид натрия);

2Al + 3I 2 = 2Аl +3 I 3 -1 (иодид алюминия);

2Al + 3Br 2 = 2Al +3 Br 3 -1 (бромид алюминия).

При реакциях металлов побочных подгрупп (переходных металлов) с галогенами образуются галогениды с большой степенью окисления металла, например:

2Fe + 3Cl 2 = 2FеCl 3 ,

но 2НСl + Fe = FeCl 2 + Н 2 .

Взаимодействие галогенов с водородом с образованием галогеноводородов (тип связи ― ковалентная полярная, тип решетки ― молекулярная). Сравнение скорости химических реакций разных галогенов с водородом позволяет повторить зависимость ее от природы реагирующих веществ. Так, фтор имеет настолько большую скорость реакции, что взаимодействует с водородом с взрывом даже в темноте. Реакция хлора с водородом при обычных условиях идет медленно и лишь при поджигании или освещении скорость ее растет во много раз (происходит взрыв). Еще медленнее взаимодействуют с водородом бром и йод, причем последняя реакция приобретает уже эндотермический характер:

Только фтор взаимодействует с водородом необратимо, остальные галогены в зависимости от условий могут давать и обратимую реакцию.

Водные растворы галогеноводородов являются кислотами: HF ― фтороводородная (плавиковая), HCl ― хлороводородная (соляная), HBr ― бромоводородная, HI ― йодоводородная.

Галогены взаимодействуют с водой:

2F 2 + 2Н 2 O = 4HF + O 2

Вода во фторе горит, кислород является не причиной, а следствием горения, выступая в непривычной для него роли восстановителя.

Для характеристики способности одних галогенов (не атомов галогенов, а простых веществ) к вытеснению других из растворов их соединений можно использовать «ряд активности» галогенов, который записывается так:

F 2 > Сl 2 > Вr 2 > I 2 ,

т. е. окислительные свойства уменьшаются.

Так, хлор вытесняет бром и йод (но не фтор), а бром в состоянии вытеснить только йод из растворов соответствующих солей:

2NaBr + Cl 2 = 2NаСl + Br 2

2КI + Br 2 = 2КВr + I 2 .

Биологическое значение и применение галогенов

Фтор играет очень важную роль в жизни растений, животных и человека. Без фтора невозможно развитие костного скелета и особенно зубов. Содержание фтора в костях составляет 80-100 мг на 100 г сухого вещества. В эмали фтор присутствует в виде соединения Ca 4 F 2 (PO 4) 2 и придает ей твердость и белизну. При недостатке фтора в организме человека происходит поражение зубной ткани (кариес), а избыток его способствует заболеванию зубов флюорозом. Суточная потребность человека во фторе – 2-3 мг. Хлор (хлор-ион) более важен для жизнедеятельности животных и человека, чем для растений. Он входит в состав почек, легких, селезенки, крови, слюны, хрящей, волос. Ионы хлора регулируют буферную систему крови. Хлорид натрия является составной частью плазмы крови и спинномозговой жидкости и участвует в регуляции водного обмена в организме. Свободная соляная кислота входит в состав желудочного сока всех млекопитающих и активно участвует в пищеварении. У здорового человека содержится в желудке 0,2-0,3% соляной кислоты. Недостаток хлора в организме приводит к тахикардии, снижению артериального давления, судорогам. Достаточное количество хлора содержится в таких овощах как сельдерей, редис, огурцы, капуста белокочанная, укроп, перец, лук, артишок. Бром также входит в число необходимых микроэлементов и больше всего его содержится в гипофизе, крови. Щитовидной железе, надпочечниках. Бромиды в небольших дозах (0,1-0,3 взрослого человека) положительно действуют не центральную нервную систему как усилители процессов торможения в коре головного мозга. В природе бромиды накапливаются в таких растениях, как рожь, пшеница, ячмень, картофель, морковь, черешня, яблоки. Много брома содержится в голландском сыре. Йод в организме человека начинает накапливаться еще в утробе матери. В гормоне щитовидной железы человека ― тироксине ― содержится 60% связанного йода. Этот гормон с током крови поступает в печень, почки, молочные железы, желудочно-кишечный тракт. Недостаток йода в организме человека вызывает такие заболевания, как эндемический зоб и кретинизм, при котором замедляется рост и развивается умственная отсталость. В сочетании с другими элементами йод способствует росту и упитанности животных, улучшает их здоровье и плодовитость. Основными поставщиками йода для человека служат злаки, баклажаны, фасоль, капуста белокочанная и цветная, картофель, лук, морковь, огурцы, тыква, салат, морская капуста, кальмары.

Государственный образовательный стандарт

Вводится с момента утверждения Москва 2000 г. Общая характеристика направления подготовки дипломированного специалиста “Безопасность... , типы взаимодействия, сплавы, применение в технике. Неметаллы , свойства, применение, важнейшие соединения – оксиды...

Раздел 6 содержание образования начальное общее образование

Документ

В природе. 3. Царство грибы (3 ч) Грибы. Общая характеристика грибов, их строение и жизнедеятельность. Дрожжи... распознавание и получение веществ. ТЕМА 2 Неметаллы (27 час.) Общая характеристика неметаллов : положение в периодической системе Д. И. ...

Основная образовательная программа начального основного и среднего общего образования « средняя общеобразовательная школа № 10»

Основная образовательная программа

Конкретизируются общие цели основного общего образования с учётом специфики учебного предмета; 2) общую характеристику учебного... в растворах электролитов. Многообразие веществ Общая характеристика неметаллов на основе их положения в периодической...

Периодическая таблица Дмитрия Ивановича Менделеева очень удобна и универсальна в своём использовании. По ней можно определить некоторые характеристики элементов, и что самое удивительное, предсказать некоторые свойства ещё неоткрытых, не обнаруженных учёными, химических элементов (например, мы знаем некоторые свойства предполагаемого унбигексия, хотя его ещё не открыли и не синтезировали).

Эти свойства зависят от способности элемента отдавать или притягивать к себе электроны. Важно запомнить одно правило, металлы – отдают электроны, а неметаллы – принимают. Соответственно металлические свойства – это способность определённого химического элемента отдавать свои электроны (с внешнего электронного облака) другому химическому элементу. Для неметаллов всё в точности наоборот. Чем легче неметалл принимает электроны, тем выше его неметаллические свойства.

Металлы никогда не примут электроны другого химического элемента. Такое характерно для следующих элементов;

• натрия;
• калия;
• лития;
• франция и так далее.

С неметаллами дела обстоят похожим образом. Фтор больше всех остальных неметаллов проявляет свои свойства, он может только притянуть к себе частицы другого элемента, но ни при каких условиях не отдаст свои. Он обладает наибольшими неметаллическими свойствами . Кислород (по своим характеристикам) идёт сразу же после фтора. Кислород может образовывать соединение с фтором, отдавая свои электроны, но у других элементов он забирает отрицательные частицы.

Список неметаллов с наиболее выраженными характеристиками:

1. фтор;
2. кислород;
3. азот;
4. хлор;
5. бром.

Неметаллические и металлические свойства объясняются тем, что все химические вещества стремятся завершить свой энергетический уровень. Для этого на последнем электронном уровне должно быть 8 электронов. У атома фтора на последней электронной оболочке 7 электронов, стремясь завершить ее, он притягивает ещё один электрон. У атома натрия на внешней оболочке один электрон, чтобы получить 8, ему проще отдать 1, и на последнем уровне окажется 8 отрицательно заряженных частиц.

Благородные газы не взаимодействуют с другими веществами именно из-за того, что у них завершён энергетический уровень, им не нужно ни притягивать, ни отдавать электроны.

Как изменяются металлические свойства в периодической системе

Периодическая таблица Менделеева состоит из групп и периодов. Периоды располагаются по горизонтали таким образом, что первый период включает в себя: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород и так далее. Химические элементы располагаются строго по увеличению порядкового номера.

Группы располагаются по вертикали таким образом, что первая группа включает в себя: литий, натрий, калий, медь, рубидий, серебро и так далее. Номер группы указывает на количество отрицательных частиц на внешнем уровне определённого химического элемента. В то время, как номер периода указывает на количество электронных облаков.

Металлические свойства усиливаются в ряду справа налево или, по-другому, ослабевают в периоде. То есть магний обладает большими металлическими свойствами, чем алюминий, но меньшими, нежели натрий. Это происходит потому, что в периоде количество электронов на внешней оболочке увеличивается, следовательно, химическому элементу сложнее отдавать свои электроны.

В группе все наоборот, металлические свойства усиливаются в ряду сверху вниз. Например, калий проявляется сильнее, чем медь, но слабее, нежели натрий. Объяснение этому очень простое, в группе увеличивается количество электронных оболочек, а чем дальше электрон находится от ядра, тем проще элементу его отдать. Сила притяжения между ядром атома и электроном в первой оболочке больше, чем между ядром и электроном в 4 оболочке.

Сравним два элемента – кальций и барий. Барий в периодической системе стоит ниже, чем кальций. А это значит, что электроны с внешней оболочки кальция расположены ближе к ядру, следовательно, они лучше притягиваются, чем у бария.

Сложнее сравнивать элементы, которые находятся в разных группах и периодах. Возьмём, к примеру, кальций и рубидий. Рубидий будет лучше отдавать отрицательные частицы, чем кальций. Так как он стоит ниже и левее. Но пользуясь только таблицей Менделеева нельзя однозначно ответить на этот вопрос сравнивая магний и скандий (так как один элемент ниже и правее, а другой выше и левее). Для сравнения этих элементов понадобятся специальные таблицы (например, электрохимический ряд напряжений металлов).

Как изменяются неметаллические свойства в периодической системе

Неметаллические свойства в периодической системе Менделеева изменяются с точностью до наоборот, нежели металлические. По сути, эти два признака являются антагонистами.

Усиливаются в периоде (в ряду справа налево). Например, сера способна меньше притягивать к себе электроны, чем хлор, но больше, нежели фосфор. Объяснение этому явлению такое же. Количество отрицательно заряженных частиц на внешнем слое увеличивается, и поэтому элементу легче закончить свой энергетический уровень.

Неметаллические свойства уменьшаются в ряду сверху вниз (в группе). Например, фосфор способен отдавать отрицательно заряженные частицы больше, чем азот, но при этом способен лучше притягивать, нежели мышьяк. Частицы фосфора притягиваются к ядру лучше, чем частицы мышьяка, что даёт ему преимущество окислителя в реакциях на понижение и повышение степени окисления (окислительно-восстановительные реакции).

Сравним, к примеру, серу и мышьяк . Сера находится выше и правее, а это значит, что ей легче завершить свой энергетический уровень. Как и металлы, неметаллы сложно сравнивать, если они находятся в разных группах и периодах. Например, хлор и кислород. Один из этих элементов выше и левее, а другой ниже и правее. Для ответа придётся обратиться к таблице электроотрицательности неметаллов, из которой мы видим, что кислород легче притягивает к себе отрицательные частицы, нежели хлор.

Периодическая таблица Менделеева помогает узнать не только количество протонов в атоме, атомную массу и порядковый номер, но и помогает определить свойства элементов.

Видео

Видео поможет вам разобраться в закономерности свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам.

Не получили ответ на свой вопрос? Предложите авторам тему.

Химические свойства неметаллов
В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке: Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F.
Неметаллы как окислители
Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии:

· с металлами: 2Na + Cl 2 = 2NaCl;

· с водородом: H 2 + F 2 = 2HF;

· с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность: 2Р + 5S = Р 2 S 5 ;

· с некоторыми сложными веществами: 4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O,

2FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3 .

Неметаллы как восстановители

1. Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O 2 = SO 2 , 2H 2 + O 2 = 2H 2 О.

Кислород в соединении с фтором может проявлять и положительную степень окисления, т. е. являться восстановителем. Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 2), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом реагирует сера.

2. Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO, S + 6HNO 3 конц = H 2 SO 4 + 6NO 2 + 2H 2 О .

3. Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl 2 + H 2 О = HCl + HClO.

4. Фтор ― самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные свойства, т. е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Соединения неметаллов
Неметаллы могут образовывать соединения с разными внутримолекулярными связями.
Виды соединений неметаллов
Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблицe :

	RH 2	RH 3	RH 4	RH 3	H 2 R
Нелетучие водородные соединения				Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки. С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения (например, фтороводород HF, сероводород H 2 S, аммиак NH 3 , метан CH 4). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. При растворении в воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HBr, HI, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te. При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно обозначаемая формулой NH 4 OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также обозначают формулой NH 3 ∙H 2 O и называют гидратом аммиака.
С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO 2 , N 2 O 5), а других ― более низкую (например, SO 2 , N 2 O 3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO 3 сильнее азотистой HNO 2 , а серная кислота H 2 SO 4 сильнее сернистой H 2 SO 3 .
Характеристики кислородных соединений неметаллов

1. Свойства высших оксидов (т. е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам.

3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

4. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются.

Лекция 3. Неметаллы

1. Общая характеристика элементов-неметаллов

Химических 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.

Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.

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.

1.1. Положение элементов-неметаллов в Периодической системе химических элементов Менделеева

Если в Периодической системе провести диагональ от бора 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.

1.2. Электронное строение элементов-неметаллов

Практически все элементы-неметаллы на внешнем энергетическом уровне имеют большое число электронов – от 4 до 7. Элемент бор – аналог алюминия, у него всего 3 электрона на внешнем энергетическом уровне, но он имеет малый радиус, прочно удерживает свои электроны и имеет свойства неметалла. Особо отметим электронное строение водорода. Это s-элемент, но он довольно легко принимает один электрон, образует гидрид-ион и проявляет окислительные свойства металла.

Электронные конфигурации валентных электронов элементов-неметаллов приведены в таблице:

1.3. Закономерности в изменении свойств элементов-неметаллов

Рассмотрим некоторые закономерности в изменении свойств элементов-неметаллов, принадлежащих одному периоду и одной группе на основании строения их атомов.

В периоде:

Заряд ядра увеличивается,

Радиус атома уменьшается,

Число электронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается,

Электроотрицательность увеличивается,

Окислительные свойства усиливаются,

Неметаллические свойства усиливаются.

В группе:

Заряд ядра увеличивается,

Радиус атома увеличивается,

Число электронов на внешнем энергетическом уровне не изменяется,

Электроотрицательность уменьшается,

Окислительные свойства ослабевают,

Неметаллические свойства ослабевают.

Таким образом, чем правее и выше стоит элемент в Периодической системе, тем ярче выражены его неметаллические свойства.

Химические элементы - неметаллы

Химических 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.

• Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.
• На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.
• Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.
• Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).
• Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.

Строение и физические свойства неметаллов

В 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.

• Ковкость отсутствует
• Блеска нет
• Теплопроводность (только графит)
• Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.
• Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)

Агрегатное состояние:

• жидкость – Br 2 ;

В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

• газы – H 2 , O 2 , O 3 , N 2 , F 2 , Cl 2 ;
• жидкость – Br 2 ;
• твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

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:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома уменьшается;
• число электронов внешнего слоя увеличивается;
• электроотрицательность увеличивается;
• окислительные свойства усиливаются;
• неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома увеличивается;
• число электронов на внешнем слое не изменя­ется;
• электроотрицательность уменьшается;
• окислительные свойства ослабевают;
• неметаллические свойства ослабевают.

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 - неметаллов

Для 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 - неметаллов

При 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 неметаллов

В 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.

Водород

Водород - 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 3

и гидрид титана (металл в порошке):

Ti + H 2 = TiH 2

4. При поджигании водород реагирует с кисло­родом :

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 кДж

5. Водород обладает восстановительной способ­ностью :

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Элементы 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 вещества

Все 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 галогенов

Фтор 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 кислорода

Кислород 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 вещество

Для 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 серы

Жизненно 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 серы

Сера 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.

Азот

Азот (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 азота

Азот, 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.

Фосфор

Химический 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 фосфора

Фосфор 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:

• в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
• в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Углерод

Углерод (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 вещество

Углерод 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 углерода

Алмаз 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 :

Кремний

Кремний (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 кремния

Кремний 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