Физические свойства простых веществ металлов и неметаллов. Неметаллы
Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта классификация не потеряла своей значимости и в настоящее время.
Из 118 известных на данный момент химических элементов 22 элемента образуют простые вещества, обладающие неметаллическими свойствами.
Неметаллы располагаются в III-VII группах. По физическим свойствам к неметаллам следует отнести также VIIIА группу, или группу благородных газов. Неметаллы образуют p -элементы, а также водород и гелий, являющиеся s -элементами. В длиннопериодной таблице p -элементы, образующие неметаллы, располагаются правее и выше условной границы B-At.
| Группа | I | III | IV | V | VI | VII | VIII |
| 1-й период | H | He | |||||
| 2-й период | B | C | N | O | F | Ne | |
| 3-й период | Si | P | S | Cl | Ar | ||
| 4-й период | As | Se | Br | Kr | |||
| 5-й период | Te | I | Xe | ||||
| 6-й период | At | Rn |
Неметаллы - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.
2. Особенности строения атомов неметаллов.
У большинства атомов неметаллов от четырех до восьми валентных электронов во внешнем слое, но у атома водорода - один, у атома гелия - два, а у атома бора - три валентных электрона, небольшой радиус атома (орбитальный радиус меньше 0,1 нм). Поэтому атомы неметаллов стремятся довести недостающие до 8е. Это свойство атомов характеризуется электроотрицательностью. Для атомов неметаллов характерны высокие значения электроотрицательности. Она изменяется в пределах от 2 до 4.
В соответствии с ним неметаллы образуют особый ряд:
Фтор − самый сильный окислитель, его атомы в химических реакциях не способны отдавать электроны, то есть проявлять восстановительные свойства.
У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицательности, которая закономерно изменяется в периодах и подгруппах.
Неметаллы могут проявлять восстановительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами: в периодах и подгруппах их восстановительная способность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.
Характеристики элементов неметаллов и их соединений закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера, т.е. слева и направо):
· увеличивается заряд ядра,
· увеличивается число внешних электронов,
· уменьшается радиус атомов,
· увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
· увеличивается электроотрицательность,
· усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность") (кроме элементов VIIIA группы),
· ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность") (кроме элементов VIIIA группы),
· ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
· возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
· валентность в соединении с кислородом возрастает от 3 до 7, высшая валентность равна номеру группы.
В группах (с увеличением порядкового номера, т.е. сверху вниз):
· увеличивается заряд ядра,
· увеличивается радиус атомов (только в главных подгруппах),
· уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в главных подгруппах),
· уменьшается электроотрицательность (только в главных подгруппах),
· ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в главных подгруппах) (кроме элементов VIIIA группы),
· усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в главных подгруппах) (кроме элементов VIIIA группы),
· возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в главных подгруппах),
· ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в главных подгруппах),
· снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в главных подгруппах),
· валентность элементов не изменяется и равна номеру группы.
Вида связи, характерные для неметаллов:
· ионная (КСI) ;
· ковалентная (неполярная − в простых веществах (С1 2)
· полярная − в соединениях неметаллов (SCl 2 ).
Однако следует особо остановиться на двойственном положении водорода в Периодической системе: в I и VII группах главных подгрупп. Это не случайно. С одной стороны, атом водорода, подобно атомам щелочных металлов, имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация 1s 1), который он способен отдавать, проявляя свойства восстановителя.
В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисления +1, Но отдача электрона атомом водорода происходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, для завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом водорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления -1 в гидридах − соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с галогенами − галогенидам. Но присоединение одного электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.
При обычных условиях водород Н 2 − газ. Его молекула, подобно галогенам, двухатомна.
Элементы VIII группы главной подгруппы − инертные или благородные газы, атомы которых имеют завершенный внешний электронный слой. Электронная конфигурация атомов этих элементов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые в естественной системе четко разделяют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные или благородные газы («благородство» выражается в инертности) иногда относят к неметаллам, но чисто формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур.
Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна. Для ксенона и криптона известны соединения с фтором и кислородом. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли восстановителей.
3. Распространённость элементов-неметаллов.
Кислород и кремний являются наиболее распространенными элементами, на их долю приходится около 70% массы земной коры. К числу редких элементов относятся йод, селен, теллур и некоторые другие, на их долю приходятся тысячные доли процента массы земной коры. Многие соединения неметаллов являются обязательной составной частью растительных и животных организмов. К элементам-органогенам («рождающие» органические вещества: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты) относятся: кислород О (на его долю приходится около 60% массы тела человека), С, Н, N, Р и S. В небольших количествах в организмах животных и растений содержатся F, О, I.
Два элемента-неметалла составляют 76% от массы земной коры. Это кислород (49%) и кремний (27%). В атмосфере содержится 0,03% от массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют 98,5% от массы растений, 97,6% от массы тела человека. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород О 2 , азот, углекислый газ СО 2 , водяные пары Н 2 О и др.).
Водород − главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только 0,88%. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых 100 атомов на Земле 17 − атомы водорода.
4. Неметаллы − простые вещества. Строение.
В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью; в благородных газах химических связей нет. Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода Н 2 , галогенов Cl 2 , Вг 2), двойные (например, в молекулах кислорода) тройные (например, в молекулах азота) ковалентные связи.
Перейдем к рассмотрению строения молекул неметаллов. Неметаллы образуют как одноатомные, так и двухатомные молекулы.
К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.
Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это галогены − F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 (элементы VII группы Периодической системы), а также H 2 , N 2 , O 2 . Атомы озона, фосфора, серы - из большего числа атомов (O 3 , Р 4 , S 8), инертных газов – из одного атома (Не,Ne,Ar,Kr).
Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ, как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов - C, Si, S и т.д.
Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные – немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств.
1. Молекулярное строение. У этих неметаллов в твердом состоянии молекулярные кристаллические решетки. В этом случае в каждой молекуле атомы соединены достаточно прочно ковалентной связью, а вот отдельные молекулы друг с другом в кристаллах вещества связаны очень слабо. Поэтому при обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы или твердые вещества с низкими температурами плавления и лишь единственный бром (Вг 2) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярвого взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
Молекулярные неметаллы: H 2 , N 2 , P 4 (белый фосфор), As 4 , O 2 , O 3 , S 8 , F 2 , Cl 2 , I 2 . К ним же можно отнести и благородные газы (He, Ne, Ar, Kr, Kx, Rn), атомы которых являются как бы "одноатомными молекулами".
2. Атомное строение. У этих неметаллов атомные кристаллические решетки, поэтому они обладают большой твердостью и очень высокими температурами плавления.Эти вещества образованы длинными цепями атомов. Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.
Немолекулярные неметаллы: B (несколько аллотропных модификаций), C(графит), C(алмаз), Si, Ge, P(красный), P(черный), As, Se, Te. Все они твердые вещества, кремний, германий, селен и некоторые другие обладают полупроводниковыми свойствами.
Причина большого разнообразия физических свойств неметаллов кроется в различном строении кристаллических решёток этих веществ.
Часть неметаллов имеет атомную кристаллическую решетку . Кристаллы таких веществ состоят из атомов, соединённых между собой прочными ковалентными связями. Такие неметаллы находятся в твёрдом агрегатном состоянии и являются нелетучими. Примерами таких веществ служат алмаз, графит, красный фосфор и кремний.
Модели кристаллических решёток алмаза (слева) и графита. Кристаллы этих аллотропных видоизменений состоят из атомов углерода, соединённых между собой ковалентными связями. Кристаллы графита, в отличие от кристаллов алмаза, сложены из отдельных слоёв, которые располагаются друг по отношению к другу подобно тому, как листы бумаги в книге.
Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ − аллотропных модификаций.
Аллотропия – это способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ. а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями или модификациями.
Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул − различным числом атомов в молекуле (O 2 и O 3), и с разным строением кристаллов. Аллотропные видоизменения, образуемые одним и тем же химическим элементом, существенно отличаются между собой как по строению, так и по свойствам.
Если большинство элементов-металлов не окрашены, исключение составляют только медь и золото, то практически все неметаллы имеют свой цвет: фтор – оранжево-желтый, хлор – зеленовато-желтый, бром – кирпично-красный, йод – фиолетовый, сера – желтая, фосфор может быть белым, красным и черным, а жидкий кислород – голубой.
Все неметаллы не проводят тепло и электрический ток, поскольку у них нет свободных носителей заряда – электронов, все они использованы для образования химических связей. Кристаллы неметаллов непластичные и хрупкие, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей. Большинство из неметаллов не имеют металлического блеска.
Физические свойства неметаллов разнообразны и обусловлены разным типом кристаллических решеток.
1.4.1 Аллотропия
АЛЛОТРОПИЯ – существование химических элементов в двух или более молекулярных либо кристаллических формах. Например, аллотропами являются обычный кислород O 2 и озон O 3 ; в этом случае аллотропия обусловлена образованием молекул с разным числом атомов. Чаще всего аллотропия связана с образованием кристаллов различных модификаций. Углерод существует в двух четко различающихся кристаллических аллотропных формах: в виде алмаза и графита. Раньше полагали, что т.н. аморфные формы углерода, древесный уголь и сажа, – тоже его аллотропные модификации, но оказалось, что они имеют такое же кристаллическое строение, что и графит. Сера встречается в двух кристаллических модификациях: ромбической (a-S) и моноклинной (b-S); известны по крайней мере три ее некристаллические формы: l-S, m-S и фиолетовая. Для фосфора хорошо изучены белая и красная модификации, описан также черный фосфор; при температуре ниже –77°С существует еще одна разновидность белого фосфора. Обнаружены аллотропные модификации As, Sn, Sb, Se, а при высоких температурах – железа и многих других элементов.
1.5. Химические свойства неметаллов
Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.
Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.
Взаимодействие с простыми веществами
Взаимодействие с металлами:
2Na + Cl 2 = 2NaCl,
6Li + N 2 = 2Li 3 N,
2Ca + O 2 = 2CaO
в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.
Взаимодействие с другими неметаллами:
Взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 ,
H 2 + Br 2 = 2HBr;
Взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:
S + O 2 = SO 2 ,
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
При взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:
2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;
Неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:
S + 3F 2 = SF 6 ,
Неметаллы — элементы с 14-ой по 16-ую группы таблицы Менделеева . Они почти не проводят электричество и тепло. Неметаллы очень хрупкие и практически не изгибанию и любым другим деформациям. Они могут существовать в 2х из 3х состояний материи при комнатной температуре: газ (например, кислород) и твердые вещества (например, углерод). Неметаллы, не обладают металлическим блеском и не отражают свет.
Взаимодействие неметаллов с простыми веществами.
1. Взаимодействие неметаллов с металлами :
2Na + Cl 2 = 2NaCl ,
Fe + S = FeS ,
6Li + N 2 = 2Li 3 N ,
2Ca + O 2 = 2CaO.
в подобных случаях неметаллы проявляют окислительные свойства (принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы).
2. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами:
- взаимодействуя с водородом, почти все неметаллы проявляет окислительные свойства, при этом образуя летучие водородные соединения - ковалентные гидриды:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 ,
H 2 + Br 2 = 2HBr ;
- взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора , проявляют восстановительные свойства:
S + O 2 = SO 2 ,
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;
- при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород - восстановителем:
2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;
- неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный - роль восстановителя:
S + 3F 2 = SF 6 ,
ЕГЭ. ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ВОДОРОДА
1. С МЕТАЛЛАМИ
(Li, Na, К, Rb, Cs, Са, Sr, Ва) → с щелочными и щелочноземельными металлами при нагревании образует твёрдые нестойкие вещества гидриды, остальные металлы не реагируют.
2K + H₂ = 2KH (гидрид калия)
Ca + H₂ = CaH₂
2. С НЕМЕТАЛЛАМИ
с кислородом, галогенами при нормальных условиях, при нагревании реагирует с фосфором, кремнием и углеродом, с азотом при наличии давления и катализатора.
2Н₂ + O₂ = 2Н₂O Н₂ + Cl₂ = 2HCl
3Н₂ + N₂↔ 2NH₃ H ₂ + S = H₂S
3. ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
С водой не реагирует
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
Восстановливает оксиды металлов (неактивных) и неметаллов до простых веществ:
CuO + H₂ = Cu + H₂O 2NO + 2H₂ = N₂ + 2H₂O
SiO₂ + H₂ = Si + H₂O
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
С кислотами не реагирует
6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
С щелочами не реагирует
7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
Восстанавливает малоактивные металлы из солей
CuCl₂ + H₂ = Cu + 2HCl
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КИСЛОРОДА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С щелочными металлами при нормальных условиях – оксиды и пероксиды (литий – оксид, натрий – пероксид, калий, цезий, рубидий – надпероксид
4Li + O2 = 2Li2O (оксид)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид)
K+O2=KO2 (надпероксид)
С остальными металлами главных подрупп при нормальных условиях образует оксиды со степенью окисления, равной номеру группы
2 С a+O2=2 С aO
4Al + O2 = 2Al2O3
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С металлами побочных подгрупп образует при нормальных условиях и при нагревании оксиды разной степени окисления, а с железом железную окалину Fe 3 O 4 ( FeO ∙ Fe 2 O 3)
3Fe + 2O2 = Fe3O4 4Cu + O₂ = 2Cu₂⁺¹O (красный);
2Cu + O₂ = 2Cu⁺²O (чѐрный); 2Zn + O₂ = ZnO
4Cr + 3О2 = 2Cr2⁺³О3
образует оксиды – часто промежуточной степени окисления
C + O ₂(изб)= CO ₂; C + O ₂ (нед) = CO
S + O₂ = SO₂ N₂ + O₂ = 2NO - Q
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
С водой не реагирует
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
Окисляет низшие оксиды до оксидов с более высокой степенью окисления
Fe⁺²O + O2 = Fe2⁺³O3; C⁺²O + O2 = C⁺⁴O2
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Безводные бескислородные кислоты (бинарные соединения) сгорают в атмосфере кислорода
2H2S + O2 = 2S + 2H2O 2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O
В кислородсодержащих повышает степень окисления неметалла.
2HN⁺³O2 + O2 = 2HN⁺⁵O3
6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОСНОВАНИЯМИ
Окисляет неустойчивые гидроксиды в водных растворах до более высокой степени окисления
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ И БИНАРНЫМИ СОЕДИНЕНИЯМИ
Вступает в реакции горения.
4FeS2 +11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2
CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O
4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O
Каталитическое окисление
NH3 + O2 = NO + H2O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
С щелочными при нормальных условиях, с F , Cl , Br воспламеняются:
2 Na + Cl 2 = 2 NaCl (хлорид)
Щелочноземельные и алюминий реагируют при нормальных условиях:
С a+Cl2= С aCl2 2Al+3Cl2 = 2AlCl3
Металлы побочных подгрупп при повышенных температурах
Cu + Cl₂ = Cu⁺²Cl₂
2Cu + I₂ = 2Cu⁺¹I (не бывает йодида меди (II)!)
2Fe + ЗС12 = 2Fe⁺³Cl3 хлорид железа (III)
Фтор реагирует с металлами (часто со взрывом), включая золото и платину.
2Au + 3F₂ = 2AuF
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
С кислородом непосредственно не взаимодействуют(исключение F₂) , реагируют с серой, фосфором, кремнием. Химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
Н2 + F 2 = 2Н F ; Si + 2 F 2 = SiF 4.; 2 P + 3 Cl 2 = 2 P ⁺³ Cl 3; 2 P + 5 Cl 2 = 2 P ⁺⁵ Cl 5; S + 3 F 2 = S ⁺⁶ F 6;
S + Cl2 = S⁺²Cl2
F ₂
Реагирует с кислородом: F 2 + O 2 = O ⁺² F 2
Реагирует с другими галогенами: Cl ₂ + F ₂ = 2 Cl ⁺¹ F ¯¹
Реагирует даже с инертными газами 2 F ₂ + Xe = Xe ⁺⁸ F ₄¯¹.
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
Фтор при нормальных условиях образует плавиковую кислоту + + О₂
2F2 + 2H2O → 4НF + О2
Хлор при повышении температуры образует хлороводородную кислоту + О₂,
2Сl₂ + 2H₂O → 4HCl + O₂
при н.у. - «хлорная вода»
Сl2 + Н2О ↔ НСl + НСlO (хлороводородная и хлорноватистая кислоты)
Бром при нормальных условиях образует «бромную воду»
Br2 + Н2О ↔ НBr + HBrО (бромоводородная и бромноватистая кислоты
Йод →реакция не идет
I2 + H₂O ≠
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
РЕАГИРУЕТ только фтор F₂ , вытесняя кислород из оксида, образуя фториды
SiO2‾² + 2F2⁰ = SiF4‾¹ + O2⁰
6.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ.
реагируют с бескислородными кислотами, вытесняя менее активные неметаллы.
H2S‾² + I2⁰ → S⁰↓+ 2HI‾
7.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
ФТОР образует фторид + кислород и воду
2F2 + 4NaOH = 4NaF¯¹ + O2 + 2H2O
ХЛОР при нагревании образует хлорид, хлорат и воду
3 Cl ₂ + 6 KOH = 5 KCl ¯¹ + KCl ⁺⁵ O 3 + 3 H 2 O
На холоде хлорид, гипохлорат и воду, с гидроксидом кальция хлорную известь и воду
Cl2 + 2KOH-(холод)= KCl¯¹ + KCl⁺¹O + H2O
Cl2 + Ca(OH) 2 = CaOCl2(хлорная известь– смесь хлорида, гипохлорита и гидроксида) + H2O
Бром при нагревании → бромид, бромат и и воду
3Br2 + 6KOH =5KBr¯¹ + KBr ⁺⁵O3 + 3H2O
Йод при нагревании → иодид, иодат и воду
3I2 + 6NaOH = 5NaI¯¹ + NaI ⁺⁵O3 + 3H2O
9.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
Вытеснение менее активные галогены из солей
2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2
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 МЕТАЛЛАМИреагирует при нагревании даже с щелочными металлами, с ртутью при нормальных условиях: с серой – сульфиды:
2K + S = K2S
2Cr + 3S = Cr2⁺³S3 Fe + S = Fe⁺²S
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
При нагревании с водородом, c кислородом (сернистый газ) c галогенами (кроме йода), с углеродом, азотом и кремнием и не реагирует
S + Cl₂ = S⁺²Cl₂ ; S + O₂ =S⁺⁴O₂
H₂ + S = H₂S¯² ; 2P + 3S = P₂S₃¯²
С + 3S = CS₂¯²
С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Окисляется серной кислотой при нагревании до сернистого газа и воды
2H2SO4 ( конц ) = 2H2O + 3S⁺⁴O2
Азотной кислотой при нагревании до серной кислоты, оксида азота (+4) и воды
S + 6HNO3( конц ) =H2SO4 + 6N⁺⁴O2 + 2H2O
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
При нагревании образует сульфит, сульфид + вода
3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АЗОТА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИреакции протекают при нагревании (исключение: литий с азотом при нормальных условиях) :
С азотом – нитриды
6Li + N2 = 3Li2N (нитрид лития) (н.у.) 3Mg + N2 =Mg3N2 (нитрид магния) 2Cr + N2 = 2CrN
У железа в данных соединениях степень окисления +2
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
(из-за тройной связи азот очень малоактивен). При обычных условиях с кислородом не реагирует. Реагирует с кислородом только при высокой температуре (электрическая дуга), в природе – во время грозы
N2+O2=2NO ( эл . дуга , 3000 0C)
С водородом при высоком давлении, повышенной температуре и в присутствии катализатора:
t,p,kat
3N2+3H2 ↔ 2NH3
С ВОДОЙ, ОКСИДАМИ, КИСЛОТАМИ, ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании с фосфором – фосфиды
3Ca + 2P =K3P2, У железа в данных соединениях степень окисления +2
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Горение в кислороде
4P + 5O₂ = 2P₂⁺⁵O₅ 4P + 3O₂ = 2P₂⁺³O₃
С галогенами и серой при нагревании
2P + 3Cl₂ = 2P⁺³Cl₃ 2P + 5Cl₂ = 2P⁺⁵Cl₅; 2P + 5S = P₂⁺⁵S₅
С водородом, углеродом, кремнием непосредственно не взаимодействует
С ВОДОЙ И ОКСИДАМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
С концентрированной азотной кислотой оксид азота (+4), с разбавленной оксид азота (+2) и фосфорная кислота
3P + 5HNO₃(конц) =3H₃PO₄ + 5N⁺⁴O₂
3P + 5HNO₃ + 2H₂O =3H₃PO₄ + 5N⁺²O
С концентрированной серной кислотой образуется фосфорная кислота, оксид серы (+4) и вода
3P + 5H₂SO₄(конц.) =3H₃PO₄ + 5S⁺⁴O₂+ 2H₂O
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
С растворами щелочей образует фосфин и гипофосфит
4P⁰ + 3NaOH + 3H2O = P¯³H 3 + 3NaH 2 P ⁺1 O 2
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С СОЛЯМИ
С сильными окислителями, проявляя восстановительные свойства
3P⁰ + 5NaN⁺⁵O₃ = 5NaN⁺³O₂ + P₂⁺⁵O₅
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА УГЛЕРОДА
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании
Металлы – d-элементы образуют с углеродом соединения нестехиометрического состава типа твердых растворов: WC, ZnC, TiC – используются для получения сверхтвёрдых сталей
с углеродом карбиды 2Li + 2C = Li2C2,
Са + 2С = СаС2
2.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Из галогенов непосредственно реагирует только с фтором, с остальными при нагревании.
С + 2F₂ = CF₄.
Взаимодействие с кислородом:
2С + О₂ (недост) = 2С⁺²О (угарный газ),
С + О₂(изб) = С⁺⁴О₂(углекислый газ).
Взаимодействие с другими неметаллами при повышенной температуре, не взаимодействует с фосфороМ
C + Si = SiC¯⁴ ; С + N₂ = C₂⁺⁴N₂ ;
C + 2H₂ = C¯⁴H₄ ; С + 2S = C⁺⁴S₂;
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ВОДОЙ
Пропускание водяных паров через раскаленный уголь – образуется угарный газ и водород (синтез-газ
C + H₂O = CO + H₂
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ОКСИДАМИ
УГЛЕРОД ВОССТАНАВЛИВАЕТ ПРИ НАГРЕВАНИИ МЕТАЛЛЫ И НЕМЕТАЛЛЫ ИЗ ОКСИДОВ ДО ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА (КАРБОТЕРМИЯ), в углекислом газе уменьшает степень окисления
2ZnO + C = 2Zn + CO; 4 С + Fe₃O₄ = 3Fe + 4CO ;
P₂O₅ + C = 2P + 5CO; 2 С + SiO₂ = Si + 2CO;
С + C⁺⁴O₂ = 2C⁺²O
5.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
Окисляется концентрированными азотной и серной кислотой до углекислого газа
C +2H2SO4(конц)=C⁺⁴O2+ 2S⁺⁴O2+ 2H2O; C+4HNO3 (конц) =C⁺⁴O2 + 4N⁺⁴O2 + 2H2O.
С ЩЕЛОЧАМИ И СОЛЯМИ
НЕ РЕАГИРУЕТ
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА КРЕМНИЯ
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С МЕТАЛЛАМИ
реакции протекают при нагревании: с кремнием реагируют активные металлы – силициды
4Cs + Si = Cs4Si,
1.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С НЕМЕТАЛЛАМИ
Из галогенов непосредственно только с фтором.
С хлором реагирует при нагревании
Si + 2F2 = SiF4; Si + 2Cl2 = SiCl4;
Si + O₂ = SiO₂; Si + C = SiC; 3Si + 2N₂ = Si₃N;
С водородом не взаимодействует
3.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С КИСЛОТАМИ
взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот, образуя гексафторокремниевую кислоту
3Si + 4HNO₃ + 18HF = 3H₂ + 4NO + 8H₂O
Взаимодействие с галогеноводородами (это не кислоты) – вытесняет водород, образуются галогениды кремния и водород
С фтороводородом реагирует при обычных условиях.
Si + 4HF = SiF₄ + 2H₂
4.ВЗАИМОДЕЙСТВИЕ С ЩЕЛОЧАМИ
Растворяется при нагревании в щелочах, образуя силикат и водород:
Si +2NaOH +H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂
Неметаллы – элементы, которые обладают неметаллическими свойствами и занимают положение в правом верхнем углу в таблице Менделеева. Каков же характер неметаллов, а также чем они отличаются от других соединений узнаем в этой статье.
Общая характеристика
К неметаллическим элементам относятся p-элементы, а также водород и гелий, которые в свою очередь относятся к s-элементам. Они расположены правее и выше диагонали бор-астат. Всего же известно 22 неметалла. У наиболее типичных неметаллов заполнение электронами внешнего уровня близко к максимальному, а радиусы атомов – минимальные среди элементов данного периода.
Рис. 1. Группа неметаллов в периодической системе.
Атомы неметаллов имеют более высокие значения электроотрицательности, а соответственно высокие энергии ионизации и большое сродство к электрону. В связи с этим характер неметаллов таков, что, в отличии от металлов, могут проявлять окислительные свойства. В реакциях они могут восстанавливаться, присоединяя столько электронов, чтобы общее их количество на внешнем уровне достигло восьми (завершенный уровень, стабильное состояние атома).
Именно поэтому отрицательное значение степени окисления, которое могут иметь в соединениях неметаллы, в отличие от металлов, равно разности (8-N группы). Наиболее высокую электроотрицательность имеют неметаллы, положение которых приходится на правый верхний угол в Периодической системе, то есть галогены фтор и хлор, а также кислород. Именно эти элементы могут образовывать ионные связи. Самым активным неметаллом является фтор, который в соединениях может проявлять только одну валентность I и одну степень окисления -1.
Особенности строения неметаллов заключаются в том, что внешний электронный слой у большинства атомов неметаллов содержит от 4 до 8 электронов.
Другие неметаллы (кроме фтора) могут проявлять и положительные степени окисления, образуя ковалентные связи с другими элементами.
Физические свойства
Для большинства неметаллов простых веществ в твердом агрегатном состоянии характерна молекулярная кристаллическая решетка. То есть эти неметаллы являются кристаллическими веществами. Поэтому при обычных условиях они имеют вид газов, жидкостей или твердых веществ с низкими температурами плавления. Примерами таких веществ являются газы: водород H 2 , неон Ne, жидкость – бром Br 2 , твердые вещества йод I 2 , сера S 8 , фосфор P 4 (белый фосфор). Существуют неметаллы (бор, углерод, кремний), которые имеют атомные кристаллические решетки.
Рис. 2. Неметаллы – жидкости, газы, твердые.
Важнейшие элементы, которые содержаться в живых организмах – органогены. Они образуют воду, белки, витамины, жиры. К ним относятся 6 элементов: углерод, кислород, водород, азот, фосфор, сера.
Химические свойства и соединения
Водородные соединения неметаллов в основном являются летучими соединениями, в водных растворах имеющими кислотный характер. Они имеют молекулярные структуры, ковалентную полярную связь. Некоторые из них (вода, аммиак, фтороводород) образуют водородные связи. Соединения образуются при непосредственном взаимодействии неметаллов с водородом. Электронная формула серы с водородом выглядит следующим образом:
S+H 2 =H 2 S (до 350 градусов равновесие смещено вправо)
Все водородные соединения – восстановители (кроме HF), причем их восстановительная сила возрастает справа налево по периоду и сверху вниз по подгруппе.
Неметаллы взаимодействуют с металлами и другими неметаллами:
В результате получается натриевая соль соляной кислоты
Рис. 3. натриевая соль соляной кислоты.
соединения неметаллов с кислородом, как правило, являются кислотными оксидами, которым соответствуют кислородосодержащие кислоты. Структура оксидов типичных неметаллов молекулярная (SO 3 , P 4 O 10). Чем выше степень окисления неметалла, тем сильнее соответствующая оксокислота. Так, хлор непосредственно не взаимодействует с кислородом, однако образует ряд оксокислот, которым соответствуют оксиды, ангидриды этих кислот.
Неметаллы находят применение в разных отраслях промышленности. Вот список отраслей, где их использование является наиболее востребованным.
| Область применения | Примеры, перечень неметаллов, применяемых в той или иной промышленности |
| промышленность | Сера, азот и фосфор часто используют для получения кислот. Серу также используют на производстве резины. |
| транспорт | важным неметаллом в транспортной промышленности является водород. Его используют в качестве топлива. При сгорании такой вид топлива не загрязняет окружающую среду. |
| аграрная отрасль | сера используется для борьбы с вредными насекомыми и болезнями растений |
| медицина | Кислород используют для восстановления дыхания (кислородные подушки), уголь в форме активированного угля, который способен выводить из организма вредные вещества. |
| пищевая промышленность | азот используют для продления срока годности продуктов |
Что мы узнали?
В этой статье за 9 класс химии кратко излагается основная информация о неметаллах, их строении, и о том, с чем реагируют неметаллы. Неметаллами могут быть газы, жидкости и твердые вещества с кристаллической решеткой. Самым активным неметаллом является фтор, который имеет степень окисления-1.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 4.1 . Всего получено оценок: 352.
Предыдущая статья: Чему равна скорость света Следующая статья: Гармонические колебания Физика формула частоты колебаний