Какими свойствами обладают неметаллы. Химические свойства простых веществ металлов и неметаллов. Биологическая роль азота и фосфора

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.

Министерство образования Республики Беларусь Учреждение образования «Витебский государственный университет имени П.М. Машерова»

Кафедра химии

СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

канд. хим наук, доц. Кулиев С.И., маг. пед. наук, преподаватель каф. химии Белохвостов А.А.

1. Общая характеристика неметаллов………………………………………….4

2. Водород и его соединения 8………………………………………………...8

3. Свойства неметаллов VII-A группы. Галогены……………………………12

3.1. Общая характеристика галогенов. ...........................................................
3.2. Соединения галогенов с водородом. .......................................................
3.3. Кислородсодержащие соединения галогенов.........................................
3.4. Лабораторная работа "Галогены и их соединения" ...............................
4. Свойства неметаллов VI-A группы…………………………………………35
4.1. Общая характеристика элементов шестой группы главной подгруппы
............................................................................................................................
4.2. Кислород и его соединения......................................................................
4.3. Сера и ее соединения................................................................................
4.4. Элементы подгруппы селена....................................................................
4.5. Лабораторная работа ″Кислород. Пероксид водорода″......................
4.6. Лабораторная работа ″Сера и ее соединения″ .......................................
Контрольные вопросы и задачи......................................................................
5. Свойства неметаллов VA-группы…………………………………………...61
5.1. Общая характеристика неметаллов пятой группы.................................
5.2. Свойства азота и его соединений............................................................
5.3. Фосфор и его соединения........................................................................
5.4. Мышьяк и сурьма.....................................................................................
5.5. Лабораторная работа «Азот и его соединения».....................................
Контрольные вопросы и задачи......................................................................
5.6. Лабораторная работа «Фосфор и его соединения» ................................
Контрольные вопросы и задачи......................................................................
6. Свойства неметаллов IV-А группы…………………………………………86
6.1. Общая характеристика неметаллов четвертой группы..........................
6.2. Свойства углерода и его соединений.......................................................
6.3. Свойства кремния и его соединений.......................................................
6.3. Лабораторная работа «Свойства углерода и его соединений"..............
6.4. Лабораторная работа «Свойства кремния и его соединений» ............
Контрольные вопросы и задания..................................................................
7. Свойства неметаллов третьей III A – группы……………………………..105
7.1. Лабораторная работа «Свойства бора и его соединений»..................
Контрольные вопросы и задачи....................................................................
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ................................................................................

Неметаллы

1. Общая характеристика неметаллов

Неметаллические свойства элементов определяются способностью атомов «принимать» электроны, т.е. проявлять при взаимодействии с атомами других элементов окислительные свойства. К неметаллам отно-

сятся элементы с большой энергией ионизации, большим сродством к электрону и минимально возможным радиусом атома.

Число неметаллов, известных в природе по сравнению с металлами относительно невелико. Из всех элементов неметаллическими свойствами обладают 22 элемента, остальные элементы характеризуются металлическими свойствами. Ряд элементов проявляет амфотерные свойства.

8B------- 1B

Металлы;

Амфотерные металлы;

Неметаллы;

Неметаллы в основном располагаются в правой верхней части периодической системы. По мере заполнения наружной электронной оболочки число электронов на внешнем слое у неметаллов растет, а радиус уменьшается, поэтому они в большей степени стремятся присоединять электроны. В связи с этим неметаллы характеризуются более высокими значениями энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности по сравнению с атомами металлов и поэтому у них преобладают окислительные свойства, т.е. способность атомов присоединять электроны. Особенно ярко окислительные свойства выражены у атомов неметаллов 6 и 7 групп второго и третьего периодов. Самый сильный окислитель – фтор. Он окисляет даже воду и некоторые благородные газы:

2 F2 + 2 H2 O = 4HF + O2

2 F2 + Xe = XeF4

Окислительные свойства неметаллов зависят от численного значения электроотрицательности атома и увеличиваются в следующем порядке:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, O, F

Такая же закономерность в изменении окислительных свойств характерна и для простых веществ соответствующих элементов. Ее можно наблюдать на примере реакций с водородом:

3 H2 + N2 = 2 NH3 (t, катализатор);

H2 + Cl2 = 2 HCl (при освещении – hυ); H2 + F2 = 2 HF (в темноте - взрыв );

Восстановительные свойства у атомов неметаллов выражены довольно слабо и возрастают от кислорода к кремнию:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, О

Благородные газы в виде простых веществ одноатомны (Не, Nе, Аr и т.д.). Галогены, азот, кислород, водород как простые вещества существуют в виде двухатомных молекул (F2 , С12 , Вr2 , I2 , N2 , О2 , Н2 ). Остальные неметаллы могут существовать при нормальных условиях, как в кристаллическом состоянии, так и в аморфном состоянии. Неметаллы в отличие от металлов плохо проводят теплоту и электрический ток.

Простые вещества (неметаллы )

Немолекулярного строения				Молекулярного строения
				F2 , O2 , Cl2 , Br2 , N2 , I2 , S8
У этих неметаллов				Для этих неметаллов в твердом со-
кристаллические решетки, по-				стоянии характерны	молекулярные
этому они	обладают			кристаллические	решетки. При
твердостью		высокими		обычных условиях это газы, жидкости
температурами плавления				или твердые вещества с низкими тем-
				пературами плавления.

С, В, Si – имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Эти элементы в виде простых веществ существуют в нескольких аллотропных модификациях – в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллические видоизменения С (алмаз), Si и В обладают большой твердостью, высокими температурами плавления и полупроводниковыми свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами – карбиды (СаС2 , А14 С3 , Fе3 С), силициды (Мg2 Si) и бориды (ТаВ, ТаВ2 ). Некоторые из них обладают большой твердостью (Fе3 С, ТаВ). Кристаллический бор В (как и кремний) имеет очень высокую температуру плавления (2075 о С) и обладает большой твердостью. Электропроводность бора с повышением температуры значительно увеличивается, что дает возможность широко использовать его в полупроводниковой технике.

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного типа: H4 R, H3 R, H2 R, HR (кроме ВH3 или В2 Н6 ). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Водные растворы водородных соединений неметаллов могут проявлять и основные свойства (NH3 , PH3 ) и кислотные свойства (HF, HCl, H2 S). В периоде с увеличением заряда ядра кислотные свойства водо-

родных соединений неметаллов в водных растворах увеличиваются. Сероводородная кислота относится к слабым кислотам, хлороводородная кислота – к сильным кислотам. Соли сероводородной кислоты подвергаются гидролизу, соли соляной кислоты гидролизу не подвергаются:

Na2 S + H2 O <=> NaHS + NaOH; (рН > 7)

NaCl + H2 O ≠ (рН = 7)

В группе с увеличением заряда ядра кислотные свойства и восстановительные свойства водородных соединений неметаллов увеличиваются:

HCl + H2 SO4(конц.) ≠

2 HBr + H2 SO4(конц.)		SO2 + 2 H2 O
8 HI + H2 SO4(конц.)	4 I2	H2 S + 4 H2 O

Кислородные соединения неметаллов проявляют кислотные свойства. Неметаллы при взаимодействии с кислородом (прямом или косвенном) образуют кислотные оксиды, гидроксиды которых проявляют кислотные свойства:

НеМе (Э) → кислотный оксид (Эх Оу ) → гидроксид – кислота (Нх ЭОу )

S + O2 = SO2 ;	SO2 + H2 O = H2 SO3
SO2 + Na2 O = Na2 SO3 ;	SO2 + 2NaOH = Na2 SO3 + H2 O

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов в периоде увеличиваются, а

группе уменьшаются.:
SiO2		P2 O5 – SO3		Cl2 O7
H2 SiO3		H3 PO4 – H2 SO4		HClO4

Кислотные свойства увеличиваются

НNО3 – H3 PO4 – H3 АsO4

Кислотные свойства уменьшаются

Если неметалл может образовывать соединения с разными степенями окисления, то свойства соединений будут зависеть от степени окисления элемента. С увеличением степени окисления кислотные свойства соединений увеличиваются:

НС1+1 О – НС1+3 О2 – НС1+5 О3 – НС1+7 О4

H2 S-2 – H2 S+4 O3 – H2 S+6 O4

Кислотные свойства усиливаются

В периодической таблице металлические элементы отделены от неметаллических элементов диагональной линией, проходящей от бора к астату. Вдоль этой границы располагаются элементы, проявляющие свойства металлов и неметаллов. К ним относятся бор, кремний, германий мышьяк, сурьма, теллур и астат, которые называются полуметаллами или металлоиды. Таким образом, внутри каждого периода имеется «пограничная зона», в которой располагается элемент, проявляющий двойственные свойства. Следовательно, переход от типичного металла к типичному неметаллу в периоде происходит постепенно. Внутри больших периодов переход от металлов к неметаллам происходит плавно.

Биологическая роль химических элементов в организме человека чрезвычайно разнообразна и важна. Основу живых систем составляют только шесть элементов: углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера . И все эти элементы относятся к неметаллам, о свойствах которых речь пойдет ниже. На долю перечисленных неметаллов в организме человека приходится 97,4%. Для этих элементов характерным является то, что они способны образовывать разнообразные связи, этим и обуславливается большое число биомолекул, существующих в живых организмах. Корме того, углерод, во-

дород, кислород, азот, фосфор и сера относятся к макроэлементам, т.е.

элементам, содержание которых в организме выше 10-2 %. К микроэлементам, содержание которых в организме находится в пределах от 10-3 до10-5 %, из неметаллов относятся иод, мышьяк, фтор, бром. По значимости для жизнедеятельности элементы делятся на группы. К жизненно необходимым или незаменимым элементам относится ряд металлов (Ca, K, Na, Mg, Mn, Cu, Co, Fe, Zn, Mo, V) и следующие неметаллы: Н, О, N, P, S, Cl, C, I. Их дефицит приводит к нарушению нормальной жизнедеятельности человека. Кроме того, в организме человека постоянно находятся следующие неметаллы: Br, F, B, Si, As, Se. Элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности различных клеток и организмов, называют биогенными элементами.

Незаменимые элементынеметаллы, (макроэлементы)

Биогенные неметаллы, (микроэлементы)

Металлы

Для организма вреден не только недостаток, но и избыток биогенных элементов. В результате недостатка или избытка того или иного элемента в организме человека могут возникать различные заболевания. Существует тесная связь между живой и неживой природой. Обычно содержание элементов в живых организмах соответствует содержанию этого элемента в земной коре. В живых организмах постоянно происходит обмен химических элементов с окружающей средой. В обмене принимают участие элементы с близкими физико-химическими характеристиками, такими, как ионный радиус, заряд иона, энергия ионизации, координационное число и т.д. Ион ка- кого-либо элемента (особенно при его недостатке) в организме замещаться близким по химическим свойствам и ионному радиусу ионом другого элемента, чаще соседа по группе периодической системы. Этот процесс в первую очередь зависит от химического состава среды. Следовательно, нарушение естественного микроэлементного состава среды может пагубно отразиться на жизненных процессах. Поэтому так важна защита природы от неразумного загрязнения.

2. Водород и его соединения

Общая характеристика водорода. Элемент водород Н занимает особое положение в Периодической системе. Его помещают и 1-группу и в 7- группу периодической системы. Но в настоящее время чаще располагают в начале подгруппы галогенов.

В пользу помещения водорода в начало подгруппы щелочных металлов говорят следующие аргументы:

1. Водород, как и щелочные металлы, проявляет в большинстве соединений степень окисления +1 .

2. Подобно щелочным металлам, водород обладает ярко выраженными восстановительными свойствами.

Fe2 O3 + 3 H2 = 2 Fe + 3 H2 O

3. Водород и щелочные металлы легко замещают друг друга в химических реакциях.

NаОН + НС1 = NаС1 + Н2 О Сходство водорода с галогенами заключается в следующем:

1. Подобно атомам галогенов, водород может присоединять электрон с образованием иона водорода Н, который является изоэлектронным ближайшему благородному газу (Не)

2 Nа + Н2 = 2 NаН

2. Как и легкие галогены, водород – газ при обычных условиях. Молекула водорода состоит из двух атомов (Н 2 ).

3. Водород в соединениях легко замещается галогенами.

СН4 + С12 = СН3 С1 + НС1;

4. Потенциал ионизации (первый) водорода соизмерим с потенциа-

5. Температуры плавления и кипения водорода соответствуют ряду галогенов:

Температура плавления

Температура

Рис. 1. Температуры плавления и кипения галогенов и водорода

Водород – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Его общее содержание в земной коре составляет ~ 1%. В пересчете на атомар-

ные количества оказывается, что из каждых 100 атомов земной коры на долю водорода приходится 17.

Водород – самый легкий газ из всех газов. Он бесцветен и не имеет запаха и вкуса. Он не ядовит, но при высоких концентрациях вызывает удушье и наркотическое действие. Из-за слабого межмолекулярного взаимодействия водород имеет очень низкие температуры кипения (-252,8 о С) и плавления (-259,2 о С). Н2 практически не растворяется в воде.

Под действием радиационных реакций происходит образование водо-

рода в атмосфере:	γ 2 Н2 + О2
2 Н2 О

Но в атмосфере Н2 находится только в виде следов, ввиду легкой диффузии его в космическое пространство.

Электронная формула водорода 1s 1 , характерные степени окисления +1 и реже –1 . Водород существует в виде трех изотопов:

1 1 Н; 2 1 Н (Д – дейтерий ); 3 1 Н(Т – тритий ).

Кроме этого искусственно получены два неустойчивых изотопа водорода 4 1 Н и 5 1 Н. В природе 99,985 % приходится на долю легкого водорода, остальное – дейтерий. Все изотопы имеют по оному электрону, но химические и физические свойства двухатомных молекул и их соединений заметно различаются.

Небольшие изменения энергии связи сильно сказываются на скоростях реакций. Еакт. тем выше, чем сильнее связь в молекуле

Свойства тяжелой воды отличаются от свойств Н2 О: температура замерзания тяжелой воды 4о С, температура кипения 101,42 о С, плотность 1,105 г/см3 (20о С). Получают тяжелую воду в результате электролиза легкой воды с последующим вымораживанием. Д2 О – не пригодна для жизненных процессов, так как более прочные связи О – Д изменяют скорости биологических процессов и приводят к смещению равновесия этих процессов. Дейтерий – играет важную роль в атомной технике. Д2 О – тяжелую воду используют как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Тритий – радиоактивный изотоп водорода. Тритий выделяется при дейст-

вии космического излучения на азот:

14 7 N + 1 0 n → 12 6 С + 3 1 Н

Тритий используется для получения энергии в процессе ядерного син-

3 1 Н + 2 1 Н → 4 2 Не + 1 0 n + 17,6 МэВ

В результате радиоактивного распада ядро трития испускает β-частицу и

превращается в ядро атома гелия:

3 1 Т → β + 3 2 Не.

катализатор, t = 800 о С )

В результате замены в соединениях легкого водорода на тритий получают «меченые препараты», которые широко используют в химических исследованиях и в медицинской практике.

Получение водорода. В лаборатории водород чаще всего получают действием разбавленных серной или соляной кислот на цинк, а также взаимодействием активных металлов с водой:

Zn + H2 SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2

2 Na + 2 H2 O = 2 NaOH + H2

Промышленные способы получения основаны на более дешевом сырье:

а) водород получают при взаимодействии водяного пара с раскаленным углем:

С + H2 O = СO + H2

Полученная таким образом смесь называется водяным газом. В присутствии катализатора (Fe2 O3 ) при 500о С оксид углерода может быть превращен в диоксид углерода:

СО + H2 O = СO2 + H2 (катализатор, t )

очистка от СО2 трудностей не представляет б) из природного газа

2 СН4 + О2 + 2 Н2 О = 2 СО2 + 6 Н2 (

СН4 + Н2 О = СО + 3 Н2 (t = 800-900 о С )

Водород высокой степени чистоты получают электролизом растворов

гидроксидов щелочных металлов (NaOH, КОН):

К: 2 Н2 О + 2ē = Н2 + 2 ОН- А: 4 ОН- - 4ē = О2 + 2 Н2 О

Химические свойства водорода. Атом водорода имеет самый маленький размер по сравнению с атомами других элементов, поэтому катион водорода (протон) Н+ обладает сильной проникающей способностью в электронные оболочки атомов других элементов. Атом водорода образует с атомами наиболее электоотрицательных элементов водородные связи. По этой же причине свободный катион водорода Н+ не существует в водном

растворе, он соединяется с одной молекулой воды и образует катион оксония Н3 О+ .

По химическим свойствам водород является довольно активным веществом. При нагревании взаимодействует со многими неметаллами: Cl2 ; Br2 ; S;

O2 и др:
	Sтв.
		2 HF (реакция идет с взрывом уже
			при комнатной температуре)

Водород – активный восстановитель. Широко применяется в технике для выделения металлов из солей и оксидов:

MgO + Н2 = Mg + Н2 O Fe3 O4 + 4 Н2 = 3 Fe + 4 Н2 O

ЕГЭ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА

1. С МЕТАЛЛАМИ

(Li, Na, К, Rb, Cs, Са, Sr, Ва) → с щелочными и щелочноземельными металлами при нагревании образует твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют.

2K + H₂ = 2KH (гидрид калия)

Ca + H₂ = CaH₂

2. С НЕМЕТАЛЛАМИ

с кислородом, галогенами при нормальных условиях, при нагревании реагирует с фосфором, кремнием и углеродом, с азотом при наличии давления и катализатора.

2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl

3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H ₂ + S = H₂S

3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ

С водой не реагирует

4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ

Восстановливает оксиды металлов (неактивных) и неметаллов до простых веществ:

CuO + H₂ = Cu + H₂O 2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O

SiO₂ + H₂ = Si + H₂O

5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

С кислотами не реагирует

6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ

С щелочами не реагирует

7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ

Восстанавливает малоактивные металлы из солей

CuCl₂ + H₂ = Cu + 2HCl

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

С щелочными металлами при нормальных условиях – оксиды и пероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид

4Li + O2 = 2Li2O (оксид)

2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)

K+O2=KO2 (надпероксид)

С остальными металлами главных подрупп при нормальных условиях образует оксиды со степенью окисления, равной номеру группы

2 С a+O2=2 С aO

4Al + O2 = 2Al2O3

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

С металлами побочных подгрупп образует при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а с железом железную окалину Fe 3 O 4 ( FeO ∙ Fe 2 O 3)

3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный);

2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный); 2Zn + O₂ = ZnO

4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3

образует оксиды – часто промежуточной степени окисления

C + O ₂(изб)= CO ₂; C + O ₂ (нед) = CO

S + O₂ = SO₂ N₂ + O₂ = 2NO - Q

3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ

С водой не реагирует

4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ

Окисляет низшие оксиды до оксидов с более высокой степенью окисления

Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2

5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

Безводные бескислородные кислоты (бинарные соединения) сгорают в атмосфере кислорода

2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O

В кислородсодержащих повышает степень окисления неметалла.

2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3

6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ

Окисляет неустойчивые гидроксиды в водных растворах до более высокой степени окисления

4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3

7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ И БИНАРНЫМИ СОЕДИНЕНИЯМИ

Вступает в реакции горения.

4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O

Каталитическое окисление

NH3 + O2 = NO + H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

С щелочными при нормальных условиях, с F , Cl , Br воспламеняются:

2 Na + Cl 2 = 2 NaCl (хлорид)

Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:

С a+Cl2= С aCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3

Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах

Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂

2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (II)!)

2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (III)

Фтор реагирует с металлами (часто со взрывом), включая золото и платину.

2Au + 3F₂ = 2AuF

2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

С кислородом непосредственно не взаимодействуют(исключение F₂) , реагируют с серой, фосфором, кремнием. Химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:

Н2 + F 2 = 2Н F ; Si + 2 F 2 = SiF 4.; 2 P + 3 Cl 2 = 2 P ⁺³ Cl 3; 2 P + 5 Cl 2 = 2 P ⁺⁵ Cl 5; S + 3 F 2 = S ⁺⁶ F 6;

S + Cl2 = S⁺²Cl2

F ₂

Реагирует с кислородом: F 2 + O 2 = O ⁺² F 2

Реагирует с другими галогенами: Cl ₂ + F ₂ = 2 Cl ⁺¹ F ¯¹

Реагирует даже с инертными газами 2 F ₂ + Xe = Xe ⁺⁸ F ₄¯¹.

3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ

Фтор при нормальных условиях образует плавиковую кислоту + + О₂

2F2 + 2H2O → 4НF + О2

Хлор при повышении температуры образует хлороводородную кислоту + О₂,

2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂

при н.у. - «хлорная вода»

Сl2 + Н2О ↔ НСl + НСlO (хлороводородная и хлорноватистая кислоты)

Бром при нормальных условиях образует «бромную воду»

Br2 + Н2О ↔ НBr + HBrО (бромоводородная и бромноватистая кислоты

Йод →реакция не идет

I2 + H₂O ≠

5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ

РЕАГИРУЕТ только фтор F₂ , вытесняя кислород из оксида, образуя фториды

SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰

6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ.

реагируют с бескислородными кислотами, вытесняя менее активные неметаллы.

H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾

7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ

ФТОР образует фторид + кислород и воду

2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O

ХЛОР при нагревании образует хлорид, хлорат и воду

3 Cl ₂ + 6 KOH = 5 KCl ¯¹ + KCl ⁺⁵ O 3 + 3 H 2 O

На холоде хлорид, гипохлорат и воду, с гидроксидом кальция хлорную известь и воду

Cl2 + 2KOH-(холод)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O

Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2(хлорная известь– смесь хлорида, гипохлорита и гидроксида) + H2O

Бром при нагревании → бромид, бромат и и воду

3Br2 + 6KOH =5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O

Йод при нагревании → иодид, иодат и воду

3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O

9.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ

Вытеснение менее активные галогены из солей

2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
2KCl + Br2 ≠
2KCl + F2→ 2KF + Cl2
2KBr + J2≠

Окисляют в солях неметаллы до более высокой степени окисления

2Fe⁺²Cl2 + Cl2⁰ → 2Fe⁺³Cl 3 ‾¹

Na2S⁺⁴O3 + Br2⁰ + 2H2O →Na2S⁺⁶O4 + 2HBr‾

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА СЕРЫ

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

реагирует при нагревании даже с щелочными металлами, с ртутью при нормальных условиях: с серой – сульфиды:

2K + S = K2S

2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S

2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

При нагревании с водородом, c кислородом (сернистый газ) c галогенами (кроме йода), с углеродом, азотом и кремнием и не реагирует

S + Cl₂ = S⁺²Cl₂ ; S + O₂ =S⁺⁴O₂

H₂ + S = H₂S¯² ; 2P + 3S = P₂S₃¯²

С + 3S = CS₂¯²

С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, СОЛЯМИ

НЕ РЕАГИРУЕТ

3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

Окисляется серной кислотой при нагревании до сернистого газа и воды

2H2SO4 ( конц ) = 2H2O + 3S⁺⁴O2

Азотной кислотой при нагревании до серной кислоты, оксида азота (+4) и воды

S + 6HNO3( конц ) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O

4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ

При нагревании образует сульфит, сульфид + вода

3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

реакции протекают при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :

С азотом – нитриды

6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 =Mg3N2 (нитрид магния) 2Cr + N2 = 2CrN

У железа в данных соединениях степень окисления +2

2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

(из-за тройной связи азот очень малоактивен). При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (электрическая дуга), в природе – во время грозы

N2+O2=2NO ( эл . дуга , 3000 0C)

С водородом при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора:

t,p,kat

3N2+3H2 ↔ 2NH3

С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, КИСЛОТАМИ, ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ

НЕ РЕАГИРУЕТ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

реакции протекают при нагревании с фосфором – фосфиды

3Ca + 2P =K3P2, У железа в данных соединениях степень окисления +2

2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

Горение в кислороде

4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃

С галогенами и серой при нагревании

2P + 3Cl₂ = 2P⁺³Cl₃ 2P + 5Cl₂ = 2P⁺⁵Cl₅; 2P + 5S = P₂⁺⁵S₅

С водородом, углеродом, кремнием непосредственно не взаимодействует

С ВОДОЙ И ОКСИДАМИ

НЕ РЕАГИРУЕТ

3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

С концентрированной азотной кислотой оксид азота (+4), с разбавленной оксид азота (+2) и фосфорная кислота

3P + 5HNO₃(конц) =3H₃PO₄ + 5N⁺⁴O₂

3P + 5HNO₃ + 2H₂O =3H₃PO₄ + 5N⁺²O

С концентрированной серной кислотой образуется фосфорная кислота, оксид серы (+4) и вода

3P + 5H₂SO₄(конц.) =3H₃PO₄ + 5S⁺⁴O₂+ 2H₂O

4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ

С растворами щелочей образует фосфин и гипофосфит

4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3NaH 2 P ⁺1 O 2

5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ

5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ

С сильными окислителями, проявляя восстановительные свойства

3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

реакции протекают при нагревании

Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей

с углеродом карбиды 2Li + 2C = Li2C2,

Са + 2С = СаС2

2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

Из галогенов непосредственно реагирует только с фтором, с остальными при нагревании.

С + 2F₂ = CF₄.

Взаимодействие с кислородом:

2С + О₂ (недост) = 2С⁺²О (угарный газ),

С + О₂(изб) = С⁺⁴О₂(углекислый газ).

Взаимодействие с другими неметаллами при повышенной температуре, не взаимодействует с фосфороМ

C + Si = SiC¯⁴ ; С + N₂ = C₂⁺⁴N₂ ;

C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ; С + 2S = C⁺⁴S₂;

3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ

Пропускание водяных паров через раскаленный уголь – образуется угарный газ и водород (синтез-газ

C + H₂O = CO + H₂

4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ

УГЛЕРОД ВОССТАНАВЛИВАЕТ ПРИ НАГРЕВАНИИ МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ ИЗ ОКСИДОВ ДО ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА (КАРБОТЕРМИЯ), в углекислом газе уменьшает степень окисления

2ZnO + C = 2Zn + CO; 4 С + Fe₃O₄ = 3Fe + 4CO ;

P₂O₅ + C = 2P + 5CO; 2 С + SiO₂ = Si + 2CO;

С + C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O

5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

Окисляется концентрированными азотной и серной кислотой до углекислого газа

C +2H2SO4(конц)=C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (конц) =C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O.

С ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ

НЕ РЕАГИРУЕТ

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КРЕМНИЯ

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ

реакции протекают при нагревании: с кремнием реагируют активные металлы – силициды

4Cs + Si = Cs4Si,

1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ

Из галогенов непосредственно только с фтором.

С хлором реагирует при нагревании

Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;

Si + O₂ = SiO₂; Si + C = SiC; 3Si + 2N₂ = Si₃N;

С водородом не взаимодействует

3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ

взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот, образуя гексафторокремниевую кислоту

3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O

Взаимодействие с галогеноводородами (это не кислоты) – вытесняет водород, образуются галогениды кремния и водород

С фтороводородом реагирует при обычных условиях.

Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂

4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ

Растворяется при нагревании в щелочах, образуя силикат и водород:

Si +2NaOH +H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂

Неметаллы имеют атомное или молекулярное строение. Для них характерны невысокие температуры плавления и кипения, неспособность проводить электрический ток. Неметаллы вступают в реакции с металлами, водородом, кислородом и преимущественно являются окислителями. Большинство неметаллов используют в технике, химической промышленности.

Неметаллы в химических реакциях могут быть восстановителями и окислителями (фтор, кислород).

Взаимодействие неметаллов с металлами

2Na + Cl 2 = 2NaCl ,

Fe + S = FeS ,

6Li + N 2 = 2Li 3 N ,

2Ca + O 2 = 2CaO

2. Взаимодействие неметаллов с углеродом. Для углерода более характерны реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства. Это имеет место при полном сгорании углерода любой аллотропической модификации

C + 2Cl 2 = CCl 4 .

Продуктами взаимодействия двух неметаллов являются вещества с различным агрегатным состоянием, что имеют ковалентный тип химической связи, общие электронные пары которого смещаются к атому более электроотрицательного неметаллического элемента.

3. Взаимодействие неметаллов с водородом:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 ,

H 2 + Br 2 = 2HBr ;

4. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами:

S + 3F 2 = SF 6 ,

S + O 2 = SO 2 ,

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

5. Взаимодействие металлов с углеродом .

При обычной температуре углерод весьма инертен. Его химическая активность проявляется лишь при высоких температурах. Соединения углерода с металлами называются карбидами .

4А1 + ЗС = АІ 4 C 3 (Карбид алюминия)

Физические и химические свойства водорода H 2 . Молекула Н 2 содержит неполярную σ-связь. Бесцветный газ, без запаха и вкуса, устойчив к нагреванию до 2000 °С. Практически не растворяется в воде.

Физические константы: M r = 2,016, ρ = 0,09 г/л (н.у.), t пл = −259,19 °C, t кип = −252,87 °C.

Водород Н 2 может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще), в других условиях - окислительные свойства (реже):

восстановитель H 2 0 - 2e − = 2H I

окислитель H 2 0 + 2e − = 2H −I

Реагирует с неметаллами, металлами, оксидами (обычно при нагревании):

2H 2 + O 2 = 2H 2 O

H 2 + CuO = Cu + H 2 O

H 2 + Ca = CaH 2

Качественная реакция на водород - сгорание с "хлопком" собранного в пробирку газа.

Водородные соединения неметаллов.

В отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов.

-4	-3	-2	-1
RH 4 →	RH 3 →	H 2 R →	HR

Выводы:

1.Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол. 2.На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.

Неметаллы - это элементы, значительно отличающиеся физическими и химическими свойствами от металлов. Подробно объяснить причину их различий смогли только в конце XIX века, после открытия электронного строения атома. В чем же особенность неметаллов? Какие качества характерны дня них? Давайте разберемся.

Неметаллы - это что?

Подход к разделению элементов на металлы и неметаллы давно существует в научной среде. К первым в периодической таблице Менделеева обычно относят 94 элемента. Неметаллы Менделеева включают 22 элемента. В они занимают верхний правый угол.

В свободном виде неметаллы - это простые вещества, главной чертой которых является отсутствие характерных металлических свойств. Они могут находиться во всех агрегатных состояниях. Так, йод, фосфор, сера, углерод встречаются в виде твердых веществ. Газообразное состояние характерно для кислорода, азота, фтора и т. д. Жидкостью является только бром.

В природе элементы неметаллы могут существовать как в виде простых веществ, так и в виде соединений. В несвязанном виде встречаются сера, азот, кислород. В соединениях они образуют бораты, фосфаты и т. д. В таком виде они присутствуют в минералах, воде, горных породах.

Отличие от металлов

Неметаллы - это элементы, отличающиеся от металлов внешним видом, строением и химическими свойствами. Они обладают большим числом неспаренных электронов на внешнем уровне, а значит, более активны в окислительных реакциях и легче присоединяют к себе дополнительные электроны.

Характерное различие между элементами наблюдается в строении кристаллической решетки. У металлов она металлическая. У неметаллов она может быть двух видов: атомная и молекулярная. Атомная решетка придает веществам твердость и повышает температуру плавления, она свойственна кремнию, бору, германию. Молекулярной решеткой обладают хлор, сера, кислород. Она придает им летучесть и небольшую твердость.

Внутреннее строение элементов определяет их физические свойства. Металлы имеют характерный блеск, хорошую проводимость тока и тепла. Они твердые, пластичные, поддаются ковке, имеют небольшой цветовой диапазон (черный, оттенки серого, иногда желтоватый цвет).

Неметаллы - это жидкие, газообразные или не обладающие блеском и ковкостью. Их цвета сильно варьируются и могут быть красными, черными, серыми, желтыми и т. д. Почти все неметаллы плохо проводят ток (кроме углерода) и тепло (кроме черного фосфора и углерода).

Химические свойства неметаллов

В химических реакциях неметаллы могут исполнять роль как окислителей, так и восстановителей. При взаимодействии с металлами они принимают на себя электроны, проявляя таким образом окислительные свойства.

Взаимодействуя с другими неметаллами, они ведут себя по-разному. В таких реакциях менее электроотрицательный элемент проявляет себя как восстановитель, более электроотрицательный выступает окислителем.

С кислородом почти все (кроме фтора) неметаллы проявляют себя восстановителями. При взаимодействии с водородом многие являются окислителями, образуя впоследствии летучие соединения.

Часть элементов неметаллов обладает способностью образовывать несколько простых веществ или модификаций. Это явление называется аллотропией. Например, углерод существует в форме графита, алмаза, карбина и других модификаций. У кислорода их две - озон и собственно кислород. Фосфор бывает красный, черный, белый и металлический.

Неметаллы в природе

В разном количестве неметаллы находятся повсюду. Они входят в состав земной коры, являются частью атмосферы, гидросферы, присутствуют во Вселенной и в живых организмах. В космическом пространстве самыми распространенными являются водород и гелий.

В пределах Земли ситуация совсем иная. Наиболее важные составляющие земной коры - кислород и кремний. Они составляют больше 75 % от её массы. А вот наименьшее количество приходится на йод и бром.

В составе морской воды на кислород приходится 85,80 %, а на водород - 10,67 %. Её состав также включает хлор, серу, бор, бром, углерод, фтор и кремний. В составе атмосферы первенство принадлежит азоту (78 %) и кислороду (21 %).

Неметаллы, такие как углерод, водород, фосфор, сера, кислород и азот, представляют собой важные органические вещества. Они поддерживают жизненную активность всех живых существ на нашей планете, в том числе и людей.