Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

2.3 Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Видеоурок: Свойства неметаллов

Лекция: Характерные химические свойства простых веществ неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

Водород

В таблице Менделеева, водород располагается в главной подгруппе I группы, порядковый номер 1 . Данную позицию можно объяснить тем, что атом данного элемента, как и атомы щелочных металлов, содержит всего 1 валентный электрон. Водород одновременно находится и в VII группе. Поэтому в его атоме, как и в атомах галогенов, не достаёт одного электрона, который необходим для полного заполнения внешнего энергетического уровня. Положение водорода в VII группе вместе с галогенами наиболее правильное, так как он образует двухатомные молекулы и отрицательно заряженные ионы. Водород является неметаллом.

Двухатомные молекулы Н2 достаточно легки, подвижны и неполярны. Межмолекулярное взаимодействие – дисперсионное. Именно поэтому водород достаточно плохо растворяется в жидкостях. Водород возможен во всех агрегатных состояниях. Н2 в обычных условиях – это газ, без цвета, запаха и вкуса. При t ок. −253 o C сжижается и превращается в бесветную, легкую и текучую жидкость. А при t ок. −259 o C затвердевает, образуя снегоподобную массу.

Энергия связи атомных ядер довольно велика, равна 434 кДж. Поэтому, химические реакции с участием водорода, обычно протекают при нагревании или освещении. При обычных условиях реакция возможна только с очень активными металлами и только с одним неметаллом – фтором.

  • Проявляет одновременно восстановительные и окислительные свойства.
  • В состав соединений входит со степенями окисления -1 и +1. Самая распространенная из них +1. Соединения водорода, имеющие степень окисления -1 называются гидридами (Li +1 H -1 , Ca +2 H -1 2 и др.).
  • Взаимодействие с другими элементами:

    1. С кислородом образует гремучий газ. Реакция взрывоопасная:

    • O2 + 2H2 → 2H2О.

    2. С щелочными и щелочноземельными металлами образует гидриды:

    • Ca + H2 → CaH2.

    В данных реакциях проявляет окислительные свойства. С оксидами металлов проявляет восстановительные св ойства, вытесняя металл:

    • CuО + Н2 → Cu + Н2 О.

    3. Соединения с галогенами образуют галогеноводороды, водные растворы которых являются кислотами:

    • водный р-р хлороводорода HCl – соляная кислота;
    • водный р-р фтороводорода HF – плавиковая кислота;
    • водный р-р бромоводорода HBr – бромоводородная кислота;
    • водный р-р иодоводорода HI – иодоводородная кислота;
    • водный р-р а статоводорода HAt – астатоводородная кислота.

    4. С азотом при нагревании, давлении и в присутстсвии катализатора (Fe), образуя аммиак:

    • 2 + N2 → 2NH 3 .

    5. С серой при нагревании, образуя сероводород. Это обратимая реакция:

    • Н2 + S → H2S .

    6. С углеродом, образуя метан:

    • 2 + С → СН4.

    Галогены

    Вы можете повторить характеристику галогенов, которую мы рассматривали на уроке 1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп.

    На данном уроке рассмотрим химические свойства и взаимодействие галогенов с другими элементами. Все галогены являются окислителями. Окислительные свойства уменьшаются при перемещении от фтора вниз по группе. Все галогены обладают двухатомными молекулами.

    Фтор. Наиболее сильным окислителем является фтор. Он легко вступает в реакцию со всеми металлами и со многими неметаллами. И не образует фторидов лишь с тремя инертными газами: гелием, неоном и аргоном. При обычных условиях и даже при низких t фтор реагирует с водородом с воспламенением и со взрывом, образуется фтороводород : Н2 + F2 → 2HF . При реакции фтора с водой, последняя начинает гореть: 2F2 + 2H2O → 4HF + O 2 . Со фтором непосредственно не реагируют азот (N), кислород (O), алмаз, углекислый и угарный газы. Во всех соединениях фтор проявляет только одну степень окисления –1.

    Хлор – газ в обычных условиях. Сильный окислитель. В соединениях проявляет степени окисления -1, 0, +1, +3, +5, +7. Почти со всеми металлами реагирует непосредственно, образуя хлориды: 2Na + Cl2 → 2NaCl; 2Fe + 3Cl2→ 2FeCl 3 . Также непосредственно реагирует с неметаллами, кроме углерода, азота и кислорода. Оксиды хлора: Cl2O, ClO2, Cl2O6 и Cl2O7 взаимодействуют с водой и образуют кислородсодержащие кислоты: хлорноватистую HClO, хлористую HClO2, хлорноватую HClO3 и хлорную HClO4. Из них наиболее сильным окислителем является хлорноватистая. Все названные кислоты неустойчивы. Водный р-р хлора содержит две кислоты – соляную HCl и хлорноватистую HСlO. Соляную кислоту получают путем растворения хлороводорода (газообразного соединения HCl) в воде при повышенной t: H2 + Cl2 → HCl .

    Кислород, сера, азот

    Кислород является наиболее распространенным среди элементов. Его молекула состоит из двух атомов. Отличается высокой реакционностью. Уже при обычных условиях окисляет многие вещества, например: 4Li + O2 → 2Li2O. А если проводить реакции с нагревом или с применением катализаторов, то они протекают довольно таки бурно, выделяя большое количество тепла. Взаимодействует со всеми элементами Периодической системы, кроме золота и инертных газов. Соединения, включающие в себя кислород, имеют степени окисления, равные -2, -1, +2 и +1. Соединения, имеющие степень окисления, равную -2 (оксиды, основания, кислоты, соли) наиболее распространены. В степени окисления -1 кислород находится в пероксидах. Последние получают при сгорании щелочных металлов в кислороде: 2Na + O2 → Na2 O2. Выступая в реакциях как окислитель, только со фтором кислород проявляет восстанавливающие свойства: O2 + F2 → F2O 2 .

    Читайте также:
    Проведение расчетов на основе формул и уравнений реакций

    Сера. Данный химический элемент существует в виде восьмиатомных молекул S8. Химическая активность повышается с повышением температуры. при обычных условиях реагирует только с ртутью. Начинает плавиться при 115 0 С. Кипит при 445 0 С. В случае проведения реакций с металлами, данный химический элемент выступает в роли окислителя, образуя сульфиды: Zn + S → ZnS; 2Al + 3S → Al2S 3 . При взаимодействии с сильными окислителями и сложными веществами является восстановителем: S + 6HNO3 → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O . Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S + 6NaOН → 2Na2S + Na23 + 3Н2О . В последней реакции образуются сульфиды и сульфиты.

    Азот содержится в атмосфере в виде прочных двухатомных молекул N2, имеющих тройную связь. Малая химическая активность азота объясняется его большой прочностью. В соединениях проявляет степени окисления от от +5 до -3. Азот взаимодействует как окислитель, всего с несколькими активными металлами (например, литием) при невысоких температурах, при этом образует нитриды: 6Li+N2 → 2Li3N . Другие металлы, а так же водород окисляются азотом только при повышенных температурах. В реакции с кислородом азот является восстановителем. Взаимодействие этих веществ с образованием NO становится заметным только при температуре свыше 400 0 С. Энергия “запуска” этой реакции – самая высокая из всех известных. Она равна 540 кДж/моль. Главная сфера применения азота – синтез аммиака. Аммиак, NH3, получают с помощью взаимодействия простых веществ по обратимой реакции: N2+ 3H2 → 2NH3+Q . Далее аммиак используется для получения разбавленной азотной кислоты. Реакция ступенчатая, суммарное уравнение выглядит так: NH 3 + 2О2 → HNO 3 + Н2О.

    Фосфор, углерод, кремний

    Фосфор обладает высокой химической активностью, поэтому в свободном виде его не встретить. В природе существует в разных модификациях: белый, красный, чёрный, металлический. Это явление, когда одно химическое вещество образует несколько веществ называется аллотропией. Белый фосфор – это мягкое, воскообразное вещество, имеющее молекулярную кристаллическую решетку и состоящее из тетраэдрических молекул Р4. Не растворяется в воде, но растворяется в органических растворителях. Белый фосфор является реакционноспособным веществом. На воздухе быстро окисляется вплоть до Р4О10, а при 40 0 С, происходит самовоспламенение и бурное горение фосфора: Р4+ 5О2 → Р4О10. П оэтому хранится он под водой. Белый фосфор – сильный яд. Противоположными белому фосфору свойствами обладает красный фосфор, имеющий порошкообразную структуру. Не растворяется в воде и не растворяется в органических растворителях. На воздухе не окисляется и не воспламеняется. Не ядовит.

    Фосфор проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Во взаимодействии с металлами, ведет себя как окислитель и образует фосфиды: 2P + 3Ca → Ca3P 2 . С неметаллами реагирует, как восстановитель: 2P + 3Cl2 → 2PCl 3 . С водородом не реагирует. С водой диспропорционирует, образуя фосфорноватистую кислоту: 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО 2 . Под действием сильный окислителей превращается в фосфорную кислоту: 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O .

    Углерод еще более, чем фосфор, аллотропное вещество. В природе можно встретить в составе минералов: в углекислом газе в атмосфере, в карбонате кальция, природном газе, торфе, каменном угле. В свободном состоянии в виде графита и алмаза. Графит и алмаз достаточно инертны. Они не взаимодействуют с HNO3. Достаточно устойчивы в щелочах. Взаимодействуют с кислородом, серой, галогенами и металлами только при повышенной температуре. Простые вещества, образованные углем являются неметаллами. Горение угля образует оксид уг­ле­ро­да (IV) – углекислый газ: С + О2 → СО2. Так выглядит реакция, проведенная в избытке кислорода, недостаток которого образует ок­си­д уг­ле­ро­да (II) – угар­ный газ: 2С + О2 → 2СО . Взаимодействие угля с водородом при нагревании образует метан: C + 2H2 → CH 4 . В данной реакции углерод проявляет себя окислителем. Также окислителем является в реакциях с металлами, при которых образуются карбиды: 4 Al + 3 C → Al 4 C 3 . С оксидами металлов проявляет восстановительные свойства: C + 2CuO → 2Cu + CO 2 . Углерод окисляться концентрированными азотной и серной кислотами: С + 4 HNO 3(конц.) → С O 2­ + 4 NO 2­ + 2 H 2 O .

    Читайте также:
    Химические свойства простых веществ-металлов: щелочных и щелочноземельных металлов, алюминия, железа

    Углерод достаточно широко применяется в деятельности человека. Применяться в виде кокса в металлургии для восстановления металлов.

    При высоких температурах, элемент реагирует со многими металлами. При взаимодействии с металлами образуются силициды. В силицидах щелочных и щелочноземельных металлов химическая связь носит ионно-ковалентный характер. Состав данных химический соединений является постоянным. Так же состав соответствует степени окисления кремния (-4): Na4Si, Mg2Si. Следовательно, кремний проявляет окислительные свойства.

    Кремний не способен взаимодействовать с водородом. Но, несмотря на это, его соединения с водородом всё же существуют. Например: SiH4 (моносилан). С галогенами кремний образует тетрагалогениды: газообразный SiF4, жидкие SiCl4 и SiBr4 и твердый SiI4. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS2. С углеродом кремний образует карбид кремния.

    Химия. 11 класс

    Конспект урока

    Химия, 11 класс

    Урок № 14. Обзор неметаллов. Свойства и применение важнейших неметаллов

    Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён обобщению ранее изученной информации о неметаллах, выделены их общие черты и особенности каждой группы неметаллов. Рассмотрены свойства и применение важнейших неметаллов: углерода, кремния, азота, фосфора, кислорода, серы, фтора и хлора.

    Адсорбент – твёрдый пористый материал, способный задерживать на своей поверхности молекулы и ионы.

    Валентность – способность атома образовывать определённое число химических связей при образовании молекул.

    Восстановительные свойства – способность атома отдавать электроны.

    Вулканизация – процесс взаимодействия каучука с серой или другими вулканизирующими агентами, в результате которого образуется единая пространственная сетка молекул, повышается прочность и твёрдость материала.

    Галогены – простые вещества, типичные неметаллы, имеющие молекулярное строение, двухатомные молекулы. В периодической таблице элементов находятся в VIIA группе. Являются сильными окислителями.

    Доменная печь – большая вертикально расположенная печь шахтного типа для выплавки чугуна и ферросплавов из железорудного сырья.

    Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – образование химической связи двумя атомами, один из которых (донор) предоставляет в общее пользование неподелённую пару электронов, а другой (акцептор) – свободную атомную орбиталь.

    Карбиды – бинарные соединения металла и углерода, в которых углерод имеет отрицательную степень окисления.

    Карборунд – карбид кремния SiC, обладает высокой твёрдостью, используется для шлифования.

    Конвертер – вид печи для выплавки стали из расплавленного чугунного лома и шихты путём продувки техническим кислородом для окисления углерода.

    Криолит – гексафторалюминат натрия Na3[AlF6], используется в производстве алюминия для снижения температуры расплава.

    Неметаллы – простые вещества, не проявляющие металлических свойств, имеющие большое сродство к электрону, высокие значения относительной электроотрицательности, способные проявлять окислительные свойства.

    Окислительные свойства – способность атома притягивать к себе электроны.

    Относительная электроотрицательность – количественная характеристика, показывающая способность атома удерживать свои и притягивать чужие электроны.

    Пестицид – вещество, используемое в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, и сорняками.

    Плавиковая кислота – раствор фтороводорода в воде, способный реагировать со стеклом и другими кремнийсодержащими материалами.

    Промотирование электронов – разъединение (распаривание) пары электронов, в результате которого один из электронов переходит на свободную атомную орбиталь в пределах данного подуровня.

    Силициды – бинарные соединения металлов с кремнием, в которых кремний имеет отрицательную степень окисления.

    Технический углерод – аморфная тонкодисперсная форма углерода.

    Ферросплав – сплавы железа с другими элементами, применяемые для легирования стали.

    Фреоны – летучие фтор, хлорсодержащие углеводороды, используемые как хладагенты в холодильной технике. Разрушают озоновый слой Земли.

    Фторопласты – вид пластмасс, в которых атомы водорода в углеводородах замещены атомами фтора.

    Фуллерены – макромолекулы, представляющие собой выпуклые замкнутые многогранники, образованные большим количеством атомов углерода.

    Хроматографический анализ – метод обнаружения и количественного определения веществ, основанный на различной способности взаимодействовать с адсорбентом.

    Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

    Дополнительная литература:

    1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тесто по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

    Читайте также:
    Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак)

    2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

    Открытые электронные ресурсы:

    • Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

    ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

    Зависимость свойств неметаллов от положения в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева

    В периодической таблице элементов Д.И. Менделеева неметаллы сосредоточены в верхней правой части таблицы. В периоде заряд ядра атома увеличивается слева направо, размеры атома при этом уменьшаются. Поэтому неметаллы сильнее удерживают электроны, чем металлы, расположенные в том же периоде. В группе сверху вниз увеличивается число электронных слоёв. Радиус атома при этом возрастает. Способность удерживать электроны снижается. Для неметаллов характерны окислительные свойства, они возрастают слева направо и снизу-вверх. Окислительную способность элемента характеризует величина относительной электроотрицательности. Чем больше это значение, тем сильнее проявляются окислительные свойства. Сильнее всего окислительные свойства выражены у фтора, он не проявляет восстановительных свойств. Все остальные неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

    Строение простых веществ – неметаллов

    Простые вещества – неметаллы могут иметь как молекулярное строение, так и немолекулярное. Типичные неметаллы: галогены, кислород, азот, водород – имеют молекулярное строение. В твёрдом состояние такие вещества образуют молекулярную кристаллическую решётку. В нормальных условиях – это газообразные вещества, легкокипящие жидкости или твердые вещества с низкой температурой плавления. Неметаллы бор, кремний и углерод имеют немолекулярное строение, образуют атомные кристаллические решётки, что обусловливает высокую твёрдость и тугоплавкость веществ. Углерод, кремний и бор могут образовывать кристаллы, и встречаются в аморфном состоянии. Кристаллические модификации этих неметаллов очень твёрдые, в химические реакции вступают с трудом. Активность аморфных модификаций этих веществ выше.

    Углерод и кремний

    Углерод и кремний расположены в IVА группе периодической таблицы элементов, поэтому на внешнем электронном уровне у них по 4 электрона. Электроны с 2s подуровня у атома углерода и с 3s подуровня у атома кремния могут переходить на свободную р-орбиталь, таким образом, максимальная валентность углерода и кремния равна 4. В реакциях с металлами углерод и кремний проявляют окислительные свойства, образуя карбиды и силициды. Углерод способен окислить водород. Более характерными для углерода и кремния являются восстановительные свойства. Оба неметалла окисляются кислородом, галогенами. Кремний растворяется в горячем концентрированном растворе щелочей. С кислотами, кроме плавиковой кислоты, кремний не реагирует. Углерод окисляется азотной и концентрированной серной кислотами.

    Алмазы используют в наконечниках резцов, в свёрлах и для бурения горных пород и в ювелирных украшениях. Графит – в атомной промышленности как замедлитель быстрых нейтронов, из него делают электроды, смазочный материал. Уголь – хороший адсорбент для очистки воздуха и воды. Технический углерод используют как наполнитель при изготовлении шин и как пигмент для чёрной краски. Фуллерены нашли применение в электронной промышленности. Кокс используют в металлургии для восстановления металлов из руды.

    Кремний используют как добавку для повышения кислотоупорных свойств сталей. Особо чистый кремний – в электронной промышленности как полупроводник для изготовления транзисторов, выпрямителей переменного тока, фотоэлементов для солнечных панелей. Из кремния производят сверхтвёрдый материал карборунд SiC.

    Азот и фосфор

    Азот и фосфор расположены в VА группе периодической таблицы элементов, на внешнем уровне у них по 5 электронов. Но у атома азота, расположенного во втором периоде, нет d- орбиталей, поэтому спаренные электроны с 2s подуровня не могут разъединяться. Азот может образовывать три ковалентные связи и одну связь по донорно-акцепторному механизму.

    В атоме фосфора электрон с 3s подуровня может переходить на свободную 3d-орбиталь, таким образом, фосфор может образовывать пять ковалентных связей. В молекуле азота N2 два атома соединены тройной прочной связью, что объясняет большую инертность азота. Азот вступает в реакции только при высоких температурах. Как окислитель азот может реагировать с активными металлами и водородом. В реакции с кислородом азот является восстановителем. Фосфор существует в виде молекул Р4, имеет четыре аллотропных модификации. Наиболее активным из них является белый фосфор. Окислительные свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, поэтому как окислитель он реагирует только с щелочными и щелочноземельными металлами. Восстановительные свойства фосфора выражены сильнее, чем у азота.

    Читайте также:
    Окислительно-восстановительные реакции. Окислитель и восстановитель

    Азот – сырьё для синтеза аммиака. Аммиак используется в производстве азотной кислоты и азотных минеральных удобрений. Азотом заполняют электрические лампы, используют для создания инертной среды в химическом синтезе. В хроматографическом анализе азот используют как газ-носитель.

    Фосфор используют в органическом синтезе и в производстве фосфидов галлия и индия для светодиодов. Красный фосфор используют в производстве спичек.

    Кислород и сера

    Кислород и сера находятся в VIA группе периодической таблицы элементов, на внешнем уровне у них по 6 электронов. Кислород расположен во втором периоде, его атом имеет всего два электронных слоя, в составе которых нет d-орбиталей. Спаренные электроны, расположенные на 2s и 2р подуровнях, не имеют возможности для промотирования. Поэтому кислород может образовывать только две ковалентные связи. Спаренные электроны могут принимать участие в образовании связей по донорно-акцепторному механизму. Сера расположена в третьем периоде, во внешнем, третьем слое, есть свободные 3d-орбитали. Поэтому спаренные электроны с 3s и 3р подуровней могут распариваться. Максимальная валентность серы равна шести. Кислород – второй по силе после фтора окислитель среди неметаллов. Он окисляет практически все металлы, многие неметаллы и даже благородные газы. Восстановителем кислород выступает только в реакциях с фтором. В реакциях с активными металлами и водородом сера является окислителем, а в реакциях с кислородом и галогенами проявляет восстановительные свойства.

    Кислород применяют для дыхания в авиации и в подводных лодках, в медицине, используют в конвертерном производстве стали, для кислородного дутья в доменных печах, в производстве ферросплавов, выплавке цветных металлов, для резки и сварки металлов. Жидкий кислород используют как окислитель в ракетных двигателях.

    Сера – сырьё для производства серной кислоты, сероуглерода, используется для вулканизации каучука в производстве резины и как пестицид в растениеводстве. Серу также используют в производстве спичек.

    Фтор и хлор

    Фтор и хлор расположены в VIIA группе периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева. На внешнем уровне у них по семь электронов. Атом фтора, как элемент второго периода, имеет только два электронных слоя, d-орбитали у него отсутствуют. Спаренные электроны с 2s и 2р подуровней не могут разъединяться. Таким образом, у атома фтора всего один неспаренный электрон, в соединениях фтор одновалентен. Хлор находится в третьем периоде, на внешнем, третьем слое есть свободный 3d-подуровень, спаренные электроны с 3s и 3р подуровней могут переходить на свободные 3d-орбитали. Все семь внешних электронов могут оказаться неспаренными. Максимальная валентность хлора равна 7. Фтор и хлор, наиболее яркие представители галогенов, являются сильными окислителями. Фтор может окислить даже кислород и благородные газы. Восстановительные свойства для фтора не характерны. Хлор окисляет большинство металлов, водород, фосфор. Может вытеснять менее активные галогены из их солей. Восстановительные свойства хлор проявляется только в реакциях с фтором, а также в составе некоторых кислородсодержащих соединений.

    Фтор используют для производства фторопластов – термостойких, прочных, химически стойких пластмасс, как сырье для получения криолита – вещества, используемого в производстве алюминия. Фтор – основной компонент для синтеза плавиковой кислоты, фреонов CF2Cl2, используемые в холодильной технике. В настоящее время фреонам ищут замену, так как они разрушают озоновый слой. Фтор входит в состав многих пестицидов – средств для борьбы с вредителями растений.

    В органическом синтезе хлор используют в качестве хлорирующего агента в производстве пластмасс, медикаментов, красителей, для отбеливания ткани, бумаги. На водопроводных станциях с помощью хлора обеззараживают воду. Хлор является сырьём для производства хлороводорода. В исследовательских химических лабораториях хлор используют как окислитель.

    На основе закономерностей в изменении свойств элементов в зависимости от их положения в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева можно описать свойства и других неметаллов.

    ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЙ ЗАДАЧ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

    1. Расчёт количества продукта в процессе синтеза аммиака

    Условие задачи: При производстве аммиака под давлением 15 МПа из 500 л азота получили 890 л аммиака при повышении давления до 25 МПа выход аммиака увеличился на 4,5%. Сколько литров аммиака удалось получить при проведении синтеза при давлении 25 МПа? (Считать, что все объёмы измерены в нормальных условиях). Ответ запишите в виде целого числа.

    Шаг первый: запишем уравнение реакции синтеза аммиака из азота и водорода:

    Из одного моля азота при 100%-ном выходе образуется 2 моля аммиака.

    Читайте также:
    Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству веществ, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции

    Шаг второй: найдём объём аммиака, который образуется из 500 л азота при 100%-ном выходе. Для этого составим пропорцию:

    Из 1 моль азота (22,4 л при н.у.) образуется 2 моль аммиака 2·22,4 = 44,8 л при н.у.);

    из 500 л азота образуется х л аммиака.

    х = (500·44,8) : 22,4 = 1000 (л).

    Шаг третий: найдём выход аммиака при давлении 15 МПа.

    Для этого реально полученный объём аммиака (890 л) разделим на теоретически возможный (1000 л) и умножим на 100%:

    η = (890 : 1000)·100 = 89 (%).

    Шаг четвёртый: найдём выход аммиака при проведении синтеза под давлением 25 МПа. Для этого к найденному выходу прибавим величину, на которую он возрос:

    Шаг пятый: найдём объём аммиака, полученный при проведении процесса под давлением 25 МПа.

    Для этого теоретически возможный объём аммиака умножим на выход продукта и разделим на 100%:

    V = (1000·93,5) : 100 = 935 (л).

    2. Расчёт необходимого количество хлора для обеззараживания воды.

    Условие задачи: Для обеззараживания воды, содержащей патогенные микроорганизмы, требуется 2 мг хлора на 1 л воды. Какой объём хлора (м 3 ) в сутки, измеренный при нормальных условиях, требуется на станции водоподготовки, если в хлоратор поступает 200 м 3 воды в час? Станция водоподготовки работает 24 часа в сутки.

    Шаг первый: рассчитаем объём воды, который проходит через станцию водоподготовки в сутки. Для этого расход воды в час умножим на 24 часа:

    200·24 = 4800 м 3 .

    Шаг второй: переведём объём воды в литры:

    4800 м 3 = 4,8·10 6 л.

    Шаг третий: найдём массу хлора, необходимую для обеззараживания найденного объёма воды.

    Для этого расход хлора на 1 л умножим на объём воды:

    2·4,8·10 6 = 9,6·10 6 (мг) = 9,6·10 3 (г).

    Шаг четвёртый: найдём количество хлора (моль), которое содержится в вычисленной массе хлора.

    Для этого найдём молярную массу хлора и разделим массу хлора на его молярную массу:

    ν = 9,6·10 3 : 71 = 135,2 (моль).

    Шаг пятый: найдём, какой объём занимают 135,2 моль хлора при нормальных условиях.

    Для этого найденное количество хлора (моль) умножим на 22,4 (л/моль):

    Уроки по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ

    Свойства простых веществ:

    Свойства сложных веществ:

    Особенности протекания реакций:

    Химические свойства неметаллов

    1. Галогены

    1) С кислородом из галогенов реагирует только фтор:

    2) С водой реагируют все галогены, но по-разному: фтор окисляет воду, другие галогены диспропорционируют в ней:

    3) Все галогены взаимодействуют с водородом:

    4) Из солей галогены реагируют: 1) с галогенидами (если галоген в простом веществе является более сильным окислителем, чем галоген в соли) и 2) с сульфидами:

    Cl2 + CaF2 → реакция не идет, так как Cl2 обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем F2.

    Если можем окислить металл:

    5) Все галогены реагируют с металлами:

    Окислительный свойства йода выражены слабее, чем у других галогенов, поэтому с такими металлами, как Fe и Cu, он взаимодействует по-другому:

    6) Галогены – сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:

    7) Не реагируют с оксидами

    8) Не реагируют с кислотами за исключением одной реакции (только I2 и только с концентрированной азотной кислотой):

    9) Диспропорционируют в растворах щелочей:

    2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)

    Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)

    3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).

    2. Сера (желтое вещество, плавает на поверхности воды, не смачиваясь ею)

    1) реагирует с кислородом:

    2) Реагирует с водородом:

    3) Реагирует с металлами

    4) Реагирует со всеми неметаллами, :

    S + N2 → реакция не идет

    S + I2 → реакция не идет

    5) Реагирует с кислотами-окислителями:

    3. Азот (прочная тройная связь)

    Реагирует только с O2, H2, F2 (со фтором реакции на ЕГЭ не встречаются) и металлами.

    1) Реагирует с кислородом (электрический разряд или 2000ºС)

    2) Реагирует с водородом (обратимая, экзотермическая реакция):

    3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными – только при нагревании):

    4) Не реагирует с H2O, кислотами, оксидами, солями.

    4. Фосфор

    Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор – ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.

    1) Реагирует с кислородом:

    2) Не реагирует с водородом:

    Читайте также:
    Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе

    P + H2 → реакция не идет.

    3) Диспропорционирует в растворах щелочей:

    4) Реагирует с кислотами-окислителями:

    5) Окисляется сильными окислителями:

    6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:

    7) Реагирует с серой, галогенами:

    2P + 3I2 → 2PI3 (с I2 возможно только образованием PI3, PI5 не образуется)

    8) Реагирует с соединениями P +5 :
    3PCl5 + 2P → 5PCl3

    5. Углерод

    1) Реагирует с кислородом:

    2) Реагирует с водородом:

    3) Реагирует с кислотами-окислителями:

    4) Используется при получении фосфора:

    6. Кремний

    1) Реагирует с кислородом:

    2) Не реагирует с водородом:

    Si + H2 → реакция не идет.

    3) Растворяется в щелочах:

    4) Не реагирует с растворами кислот. Реагирует только с HF:

    Химические свойства простых веществ-неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

    Ключевые слова конспекта : Ряд электроотрицательности. Неметаллы как окислители. Неметаллы как восстановители.

    В предыдущем конспекте дана характеристика общих свойств металлов на основе электрохимического ряда напряжений металлов. Хотя неметаллов меньше, чем металлов, общие признаки у них выделить сложнее.

    Физические свойства неметаллов.

    Среди неметаллов — простых веществ имеются газы (фтор, хлор, кислород, озон, азот, водород), жидкость (бром), твёрдые вещества (йод, кремний, сера и др.). Цвет у неметаллов — простых веществ, также различен: тёмно-серый, почти фиолетовый (йод), красный (фосфор), жёлтый (сера), жёлто-зелёный (хлор) и т. д. Разнообразны температуры кипения и плавления неметаллов — простых веществ, например, графит начинает плавиться при 3800 °С, а азот закипает при –195,8 °С.

    Такие различия обусловлены двумя типами кристаллических решёток, характерных для простых веществ, образованных элементами–неметаллами.

    Химические свойства неметаллов.

    Для неметаллов — простых веществ характерны как окислительные свойства (в реакциях с металлами и водородом), так и восстановительные (в реакциях с более электроотрицательными неметаллами и сложными веществами–окислителями).

    Мы подошли к рассмотрению особого ряда — ряда электроотрицательности:

    Положение элементов — неметаллов в этом ряду не только определяется их электроотрицательностыо, но и характеризует изменение окислительно-восстановительных свойств простых веществ, образованных ими.

    1. Взаимодействие неметаллов с металлами было рассмотрено в предыдущем конспекте. Оно характеризует окислительные свойства неметаллов.
    2. Неметаллы проявляют окислительные свойства по отношению к водороду или его соединениям, например, в реакциях, которые лежат в основе получения аммиака и соляной кислоты:
    3. В реакциях с органическими соединениями неметаллы, образованные элементами с высокой электроотрицательностыо, также проявляют окислительные свойства. Например:
    4. В реакциях со фтором и кислородом неметаллы проявляют восстановительные свойства, например, в реакциях горения неметаллов, которые имеют практическое значение для получения кислот и других ценных химических продуктов:
      S + O2 = SO2
      4Р + 5O2 = 2Р2О5
    5. В реакциях со сложными веществами — сильными окислителями неметаллы проявляют восстановительные свойства. Например, взаимодействие фосфора с бертолетовой солью составляет основу производства спичек: 6Р + 5КСlO3 = 5КСl + 3Р2O5

    Характеризуя окислительно–восстановительные свойства неметаллов в зависимости от их положения в ряду электроотрицательности, следует помнить, что этот ряд описывает не свойства простых веществ, а свойства химических элементов, т. е. атомов неметаллов.

    Сравнительную активность неметаллов — простых веществ иллюстрирует ряд активности галогенов: F2 > CI2 > Вг2 > I2

    Так, хлор вытесняет бром из растворов бромоводорода или бромида калия: Сl2 + 2KBr = 2КСl + Вг2

    В свою очередь, бром способен вытеснять менее активный йод из растворов йодидов: Br2 + 2KI = 2КВг + I2

    Химия неметаллов (таблица)

    Конспект урока по химии «Неметаллы». В учебных целях использованы цитаты из пособия «Химия. 11 класс : учеб, для общеобразоват. организаций : базовый уровень / О. С. Габриелян, И. Г. Остроумов, С. А. Сладков. — М. : Просвещение». Глава III. Вещества и их свойства. Выберите дальнейшее действие:

    • Вернуться к Списку конспектов по химии
    • Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
    • Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии

    Подготовка к ОГЭ по химии 9 класс

    Химические свойства простых веществ металлов и неметаллов.

    Общие свойства металлов.

    Наличие слабо связанных с ядром валентных электронов обуславливает общие химические свойства металлов. В химических реакциях они всегда выступают в роли восстановителя, простые вещества металлы никогда не проявляют окислительных свойств.

    Получение металлов:
    – восстановление из оксидов углеродом (С), угарным газом (СО), водородом (Н2) или более активным металлом (Al, Ca, Mg);
    – восстановление из растворов солей более активным металлом;
    – электролиз растворов или расплавов соединений металлов – восстановление наиболее активных металлов (щелочных, щелочноземельных металлов и алюминия) с помощью электрического тока.

    В природе металлы встречаются преимущественно в виде соединений, только малоактивные металлы встречаются в виде простых веществ (самородные металлы).

    Читайте также:
    Кислородсодержащие вещества: спирты (метанол, этанол, глицерин), карбоновые кислоты (уксусная и стеариновая)

    Химические свойства металлов.
    1. Взаимодействие с простыми веществами неметаллами:
    Большинство металлов могут быть окислены такими неметаллами как галогены, кислород, сера, азот. Но для начала большинства таких реакций требуется предварительное нагревание. В дальнейшем реакция может идти с выделением большого количества тепла, что приводит к воспламенению металла.
    При комнатной температуре возможны реакции только между самыми активными металлами (щелочными и щелочноземельными) и самыми активными неметаллами (галогенами, кислородом). Щелочные металлы (Na, K) в реакции с кислородом образуют пероксиды и надпероксиды (Na2O2, KO2).
    2. Взаимодействие со сложными веществами:
    а) взаимодействие металлов с водой.
    При комнатной температуре с водой взаимодействуют щелочные и щелочноземельные металлы. В результате реакции замещения образуются щёлочь (растворимое основание) и водород: Металл + Н2О = Ме(ОН) + Н2
    При нагревании с водой взаимодействуют остальные металлы, стоящие в ряду активности левее водорода. Магний реагирует с кипящей водой, алюминий – после специальной обработки поверхности, в результате образуются нерастворимые основания – гидроксид магния или гидроксид алюминия – и выделяется водород. Металлы, находящиеся в ряду активности от цинка (включительно) до свинца (включительно) взаимодействуют с парами воды (т.е. выше 100 С), при этом образуются оксиды соответствующих металлов и водород.
    Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с водой не взаимодействуют.
    б) взаимодействие с оксидами:
    активные металлы взаимодействуют по реакции замещения с оксидами других металлов или неметаллов, восстанавливая их до простых веществ.
    в) взаимодействие с кислотами:
    Металлы, расположенные в ряду активности левее водорода, вступают в реакцию с кислотами с выделением водорода и образованием соответствующей соли. Металлы, стоящие в ряду активности правее водорода, с растворами кислот не взаимодействуют.
    Особое место занимают реакции металлов с азотной и концентрированной серной кислотами. Все металлы, кроме благородных (золото, платина), могут быть окислены этими кислотами-окислителями. В результате этих реакций всегда будут образовываться соответствующие соли, вода и продукт восстановления азота или серы соответственно.
    г) с щелочами
    Металлы, образующие амфотерные соединения (алюминий, бериллий, цинк), способны реагировать с расплавами (при этом образуются средние соли алюминаты, бериллаты или цинкаты) или растворами щелочей (при этом образуются соответствующие комплексные соли). Во всех реакциях будет выделяться водород.
    д) В соответствии с положением металла в ряду активности возможны реакции восстановления (вытеснения) менее активного металла из раствора его соли другим более активным металлом. В результате реакции образуется соль более активного и простое вещество – менее активный металл.

    Общие свойства неметаллов.

    Неметаллов намного меньше, чем металлов (22 элемента). Однако химия неметаллов гораздо сложнее за счёт большей заполненности внешнего энергетического уровня их атомов.
    Физические свойства неметаллов более разнообразны: среди них есть газообразные (фтор, хлор, кислород, азот, водород), жидкости (бром) и твёрдые вещества, сильно отличающиеся друг от друга по температуре плавления. Большинство неметаллов не проводят электрический ток, но кремний, графит, германий обладают полупроводниковыми свойствами.
    Газообразные, жидкие и некоторые твёрдые неметаллы (йод) имеют молекулярное строение кристаллической решётки, остальные неметаллы обладают атомной кристаллической решёткой.
    Фтор, хлор, бром, йод, кислород, азот и водород в обычных условиях существуют в виде двухатомных молекул.
    Многие элементы-неметаллы образуют несколько аллотропных модификаций простых веществ. Так кислород имеет две аллотропные модификации – кислород О2 и озон О3, сера имеет три аллотропные модификации – ромбическую, пластическую и моноклинную серу, фосфор имеет три аллотропные модификации – красный, белый и чёрный фосфор, углерод – шесть аллотропных модификаций – сажа, графит, алмаз, карбин, фуллерен, графен.

    В отличие от металлов, проявляющих только восстановительные свойства, неметаллы в реакциях с простыми и сложными веществами могут выступать как в роли восстановителя, так и в роли окислителя. Согласно своей активности неметаллы занимают определённое место в ряду электроотрицательности. Самым активным неметаллом считается фтор. Он проявляет только окислительные свойства. На втором месте по активности – кислород, на третьем – азот, далее галогены и остальные неметаллы. Наименьшей электроотрицательностью среди неметаллов обладает водород.

    Химические свойства неметаллов.

    1. Взаимодействие с простыми веществами:
    Неметаллы взаимодействуют с металлами. В таких реакция металлы выступают в роли восстановителя, неметаллы – в роли окислителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения – оксиды, пероксиды, нитриды, гидриды, соли бескислородных кислот.
    В реакциях неметаллов между собой более электроотрицательный неметалл проявляет свойства окислителя, менее электроотрицательный – свойства восстановителя. В результате реакции соединения образуются бинарные соединения. Необходимо помнить, что неметаллы могут проявлять переменные степени окисления в своих соединениях.
    2. Взаимодействие со сложными веществами:
    а) с водой:
    В обычных условиях с водой взаимодействуют только галогены.
    б) с оксидами металлов и неметаллов:
    Многие неметаллы могут реагировать при высоких температурах с оксидами других неметаллов, восстанавливая их до простых веществ. Неметаллы, стоящие в ряду электроотрицательности левее серы, могут взаимодействовать и с оксидами металлов, восстанавливая металлы до простых веществ.
    в) с кислотами:
    Некоторые неметаллы могут быть окислены концентрированными серной или азотной кислотами.
    г) со щелочами:
    Под действием щелочей некоторые неметаллы могут подвергаться дисмутации, являясь одновременно и окислителем и восстановителем.
    Например в реакции галогенов с растворами щелочей без нагревания: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O или при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O.
    д) с солями:
    При взаимодействии, являющимися сильными окислителями, проявляют восстановительные свойства.
    Галогены (кроме фтора) вступают в реакции замещения с растворами солей галогеноводородных кислот: более активный галоген вытесняет из раствора соли менее активный галоген.

    Читайте также:
    Чистые вещества и смеси

    Водород

    Самый легкий газ, почти не растворим в воде.

    Распознают водород по характерному глухому хлопку-взрыву при поднесении горящей спички к сосуду с чистым водородом и по особому «лающему» взрыву при поднесении горящей спички к сосуду со смесью водорода и воздуха или в смеси с кислородом в соотношении два объема водорода и один объем кислорода (гремучий газ).

    Химические свойства

    1. восстановительные

    Проявляет в отношении почти всех неметаллов, так как имеет достаточно низкую электроотрицательность.

    Восстанавливает металлы из их оксидов.

    CuO + H2 = Cu + H2O

    Используется в органической химии.

    CO + 2H2 = CH3OH (метиловый спирт – метанол)

    Реакции присоединения водорода характерны для непредельных соединений.

    Водородом восстанавливают альдегиды до спиртов.

    2. окислительные

    Проявляет в реакциях с металлами. Образуются твердые солеподобные соединения – гидриды.

    2Na + H2 = 2NaH

    Галогены

    Фтор

    – светло-желтый газ с резким раздражающим запахом.

    Хлор

    – желто-зеленый газ с резким удушливым запахом.

    Бром

    – буровато-коричневая жидкость с резким зловонным запахом.

    Иод

    – черно-серое кристаллическое вещество способное к возгонке (пары – фиолетовые).

    Химические свойства:

    1. окислительные

    Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. В главной подгруппе от фтора к иоду окислительные свойства ослабевают.

    а) Проявляют в реакциях с металлами.

    Фтор при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а при нагревании с серебром, золотом, платиной.

    Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании:

    2Sb + 3Cl2 = 2SbCl3

    2Sb + 5Cl2 = 2SbCl5

    2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3

    Cu + Br2 = CuBr2

    2Al + 3I2 = 2AlI3

    б) Проявляют в реакциях с неметаллами, имеющими более низкое значение электроотрицательности, например, водородом.

    H2 + Г2 = 2НГ (Г – условное обозначение галогена)

    Фтор взаимодействует с водородом в любых условиях, хлор – только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует при нагревании без взрыва. Эти реакции экзотермические. Реакция кристаллического иода с водородом слабоэндотермическая, она протекает медленно даже при нагревании.

    С другими неметаллами:

    5Cl2 + 2P = 2PCl5

    в) Проявляют в реакциях со сложными веществами.

    Фтор взаимодействует с водой при обычных условиях:

    Хлор вытесняет бром и иод из растворов их солей:

    Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2

    Cl2 + 2 NaI = 2NaCl + I2

    Бром вытесняет только иод из растворов солей: Br2 + 2KI = 2KBr + I2

    H2S + Cl2 = 2HCl + S

    C6H6 + Cl2 = C6H5Cl + HCl (в присутствии катализатора AlCl3 или FeCl3

    2. Восстановительные

    Теоретически проявляют в реакциях с неметаллами, имеющими более высокое значение электроотрицательности.

    Исключение фтор, т.к. имеет самое высокое значение электроотрицательности: ЭО(F) = 4

    В то же время, например, с кислородом непосредственно не взаимодействуют. (Смотри ряд электроотрицательности неметаллов.)

    3. реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

    Cl2 + H2O = HCl + HClO

    Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O

    3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O (при нагревании)

    2F2 + 2NaOH = 2NaF + H2O + OF2

    Кислород

    Это газ, без цвета и запаха, плохо растворим в воде, но лучше чем азот и водород.

    Распознают кислород по вспыхиванию тлеющей лучинки.

    Химические свойства

    (Непосредственно не реагирует с галогенами, благородными газами, платиновыми металлами)

    1. восстановительные

    Только с фтором:

    O2 + F2 = O2F2 (реакция протекает в тлеющем разряде при температуре -196 градусов)

    2. окислительные

    а) в реакциях с простыми веществами

    C натрием и калием образуются пероксиды

    Почти все реакции экзотермические, кроме реакции с азотом. Это эндетермическая реакция и, к тому же, обратимая. Равновесие смещается вправо при температуре выше 2000 градусов или электрическом разряде.

    Читайте также:
    Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни

    б) в реакциях со сложными веществами

    Окисляет соединения, содержащие элементы с не максимальной степенью окисления:

    При горении в кислороде образуются оксиды элементов, из которых они построены:

    Исключение:

    Сера

    Наиболее устойчива модификация, известная под названием ромбическая сера. Кристаллическое вещество лимонно-желтого цвета, полупрозрачно, нерастворимо в воде, этиловом спирте и диэтиловом эфире, хорошо растворимо в сероуглероде.

    Химические свойства

    1. при обычных условиях реагирует с щелочными и щелочноземельными металлами, медью, ртутью, серебром.

    2Na + S = Na2S

    Ca + S = CaS

    Hg + S = HgS

    При нагревании реагирует с другими металлами (кроме золота)

    Zn + S = ZnS

    2Al + 3S = Al2S

    Fe + S = FeS

    2. из неметаллов при нагревании реагирует с водородом, фосфором, углеродом, кремнием, как окислитель:

    C + 2S = CS2

    Si + 2S = SiS2

    не взаимодействует с азотом, иодом и благородными газами.

    С неметаллами, стоящими в ряду электроотрицательности правее неё реагирует, как восстановитель:

    S + N2 = реакция НЕ происходит

    S + O2 = SO2 горит в кислороде

    S + 3F2 = SF6 при комнатной температуре

    3. в реакциях со сложными веществами:

    а) при нагревании с щелочами протекает реакция диспропорционирования:

    б) при длительном нагревании:

    Азот

    Бесцветный газ без запаха и вкуса. В воде плохо растворим.

    Химические свойства

    Два атома азота в молекуле связаны прочной тройной связью, что обеспечивает химическую инертность азота.

    1. При обычных условиях азот взаимодействует только с литием:

    С другими металлами и некоторыми неметаллами он взаимодействует при высоких температурах.

    2B + N2 = 2BN

    2. При высоком давлении в присутствии катализатора взаимодействует с водородом. Реакция обратимая, в сторону прямой реакции смещается при невысокой температуре, т.к. прямая реакция экзотермическая: N2 + 3H2 ↔ 2NH3 + Q

    3. При температуре электрической дуги он соединяется с кислородом:

    Фосфор

    Красный фосфор – 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 превращается в белый фосфор.

    Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку, состоящую из молекул Р4. Нерастворим в воде, хорошо растворяется в сероуглероде. На воздухе легко окисляется, а в порошкообразном состоянии даже воспламеняется. Хранят его под водой. Ядовит, светится в темноте.

    Химические свойства

    1. Взаимодействует с металлами:

    3Ca + 2P = Ca3P2

    2. Белый фосфор самовоспламеняется в кислороде, красный горит при поджигании:

    3. Взаимодействует со всеми галогенами с образованием РГ3 или РГ5 (где Г – галоген)

    4. Взаимодействует с серой:

    С водородом фосфор непосредственно не реагирует.(Фосфин получают из фосфидов:

    Углерод

    В школьном курсе изучают две аллотропные модификации: алмаз и графит.

    Алмаз – прозрачное, кристаллическое, самое твердое из природных, вещество. Обычно кристаллы бесцветны, но бывают синего, голубого, красного и черного цветов.

    Графит – темно-серое, жирное на ощупь кристаллическое вещество с металлическим блеском. Мягкий и непрозрачный, хорошо проводит теплоту и электрический ток. Он очень тугоплавок.

    Химические свойства

    1. Взаимодействует с металлами при нагревании:

    4Al + 3C = Al4C3

    Ca + 2C = CaC2

    2. Горит в кислороде:

    2C + O2 = 2CO (при недостатке кислорода)

    3. Взаимодействует с серой:

    C + 2S = CS2

    4. Восстанавливает металлы из их оксидов:

    С + 2CuO = 2Cu + CO2

    3C + 2WO3 = 2W + 3CO2

    и водород из воды: С + Н2О = СО + Н2 (используется в промышленности)

    К ремний

    Кристаллическое вещество, значительно менее твердое, чем алмаз. Хрупок, но при температуре выше 800 градусов становится пластичным. Полупроводник.

    Химические свойства

    1. При нагревании взаимодействует с металлами:

    Si + 2Mg = Mg2Si (силицид магния)

    2. Горит в кислороде:

    Si + O2 = SiO2 (оксид кремния)

    С водородом кремний непосредственно не реагирует. ( Силан получают из силицидов:

    Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4 )

    3. При обычных условиях взаимодействует с фтором:

    Si + 2F2 = SiF4 (фторид кремния)

    При нагревании выше 500 градусов – с остальными галогенами с образованием подобных соединений – SiГ4 (Г – галоген)

    4. При температуре выше 1000 градусов – с азотом и углеродом:

    3Si + 2N2 = Si3N4 (нитрид кремния)

    Si + C = SiC (карбид кремния)

    5. Кремний взаимодействует с концентрированными водными растворами щелочей:

    Неметаллы. Физические и химические свойства

    Положение неметаллов в периодической системе

    Как же определить, относится вещество к металлам или к неметаллам?

    Если внимательно посмотреть на Периодическую систему Д.И. Менделеева (подробно с классификацией элементов знакомимся в параграфе 42 учебника по химии для 8 класса под редакцией Еремина В.В.) и провести условную диагональ от водорода через бор до астата и неоткрытого пока элемента № 118, таблица неметаллов займет правый верхний угол.

    Читайте также:
    Углеводороды предельные и непредельные: метан, этан, этилен, ацетилен

    Каждый горизонтальный период таблицы заканчивается элементом с завершенным внешним энергетическим уровнем. Эта группа элементов носит название благородные газы и имеет особые свойства, с которыми можно познакомиться в параграфе 18 учебника «Химия» для 8 класса под редакцией Еремина В.В.

    При рассмотрении электронного строения неметаллов можно заметить, что энергетические уровни атома заполнены электронами больше чем на 50% (исключение – бор), и у элементов, расположенных в таблице справа налево количество электронов на внешнем уровне увеличивается. Поэтому в химических реакциях эта группа веществ может быть как акцептором электронов с окислительными свойствами, так и донором электронов с восстановительными свойствами.

    Вещества, образующие диагональ бор-кремний-германий-мышьяк-теллур, являются уникальными, и в зависимости от реакции и реагента могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Их называют металлоиды. В химических реакциях они проявляют преимущественно восстановительные свойства.

    Физические свойства неметаллов. Аллотропия

    Если смотреть на металлы, то невооруженным глазом можно заметить общие свойства — металлический блеск, твердое агрегатное состояние (исключение — жидкая ртуть), тепло- и электропроводность.

    С неметаллами все намного сложнее. Они могут иметь молекулярное и немолекулярное строение. Благодаря различиям в строении, простые вещества неметаллы существуют в трех агрегатных состояниях:

    1. Молекулярные:
      • Летучие, газообразные, бесцветные кислород, водород.
      • Газообразные, окрашенные хлор, азот, фтор.
      • Единственный жидкий представитель — темно-красный бром.
      • Твердые, но хрупкие вещества с невысокой температурой плавления — кристаллы йода, серы, белого фосфора.
    2. Немолекулярные:
      • Твердые вещества с высокой температурой плавления — кремний, графит, алмаз и красный фосфор.

    Большинство из неметаллических веществ плохо проводят электричество и тепло.

    Исключением является графит — разновидность углерода.

    Аллотропия — уникальная способность неметаллического элемента образовывать несколько простых веществ. В естественной среде существуют аллотропные модификации элементов, которые отличаются физическими и химическими свойствами. К ним относятся озон и кислород, графит и алмаз. Подробнее о физических свойствах неметаллов вы можете узнать в учебнике «Химия. 9 класс».

    Химические свойства неметаллов

    Как мы разобрали выше, группа неметаллов довольно полиморфна и в зависимости от типа реакций, в которых они участвуют, могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Фтор — исключение в этом ряду. Он всегда окислитель.

    В ряду F,O,N,CL,Br,I,S,C,Se,P,As,Si,H окислительные свойства уменьшаются. Восстановительные свойства кислород может проявлять только в отношении фтора.

    1. Реакции с металлами.

    В этом типе реакций проявляются окислительные свойства и неметаллы принимают электроны с образованием отрицательно заряженных частиц.

    1. Реакции с водородом

    Практически все неметаллы реагируют с водородом. Лишь благородные газы составляют исключение для реакций данного типа. Продуктом реакции являются летучие водородные соединения:

    1. Реакции с кислородом.

    Неметаллы образуют кислотные или несолеобразующие оксиды.
    S + O2 = SO2

    P + 5O2 = 2P2O5

    4. Взаимодействие с водой и кислотами для неметаллов не характерно.

    Что ещё почитать?

    История открытия неметаллов

    Медная посуда, железные орудия труда, золотые украшения — издавна человек замечал, что у всех этих веществ есть определенные общие свойства:

    • они проводят тепло и электрический ток;
    • для них характерен металлический блеск;
    • благодаря пластичности и ковкости им можно придать любую форму;
    • для всех веществ характерна металлическая кристаллическая решетка.

    В противовес металлам были и другие вещества, не обладающие металлическими свойствами, и названные соответственно неметаллами. Практически до конца XVII века ученым-алхимикам было известно всего лишь два вещества-неметалла — углерод и сера.

    В 1669 году Бранд в поисках «философского камня» открыл белый фосфор. И за короткий период с 1748 по 1798 годы было открыто около 15 новых металлов и 5 неметаллов.

    Попытки открытия фтора стоили исследователям не только здоровья, но и жизни. Деви, братья Кнокс, Гей-Люссак — это неполный список жертв науки, что потеряли здоровье в попытках выделить фтор из плавикового шпата. Лишь в 1886 году Муассан решил сложную задачу способом электролиза. И получил первый галоген, а ещё – ядовитый хлор. Во времена Первой мировой войны его использовали как оружие массового поражения.

    В настоящее время открыто 22 неметаллических элемента.

    Рейтинг
    ( Пока оценок нет )
    Понравилась статья? Поделиться с друзьями:
    Добавить комментарий

    ;-) :| :x :twisted: :smile: :shock: :sad: :roll: :razz: :oops: :o :mrgreen: :lol: :idea: :grin: :evil: :cry: :cool: :arrow: :???: :?: :!: