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 


Водород (Н) - элемент особого значения, широко распространенный в природе. В переводе с латинского Hydrogenium означает "порождающий воду".

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. Нв обычных условиях - это газ, без цвета, запаха и вкуса.  При t ок. −253oC сжижается и превращается в бесветную, легкую и текучую жидкость. А при t ок. −259oC затвердевает, образуя снегоподобную массу. 


Химические свойства:


  • 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+1H-1, Ca+2H-12 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 свойства, вытесняя металл:
  • CuО + Н2 Cu + Н2О.

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 астатоводорода HAt - астатоводородная кислота.

4. С азотом при нагревании, давлении и в присутстсвии катализатора (Fe), образуя аммиак:
  • 2 + N2 → 2NH3.

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 фтороводородН2 + F2 → 2HFПри реакции фтора с водой, последняя начинает гореть: 2F2 + 2H2O → 4HF + O2. 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 + Cl→ 2NaCl; 2Fe + 3Cl2→ 2FeCl3. 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.   


Бром имеет такие же степени окисления, как и хлор. Он также активно взаимодействует с металлами и неметаллами, образуя бромиды, но менее энергичнее, чем хлор. Немного лучше других галогенов растворяется в воде. В результате получается р-р называемый бромная вода. В ней образуются две кислоты (бромоводородная и бромноватистая): Br2 + H2O → HBr + HBrO.  С серой образует S2Br2, с фосфором — PBr3 и PBr5, с водородом при нагревании — HBr. С кислородом и азотом непосредственно не реагирует. Образует большое число соединений с другими галогенами. С растворами щелочи на холоде образует соли бромиды и броматы: Вr2 + 2NаОН → NaBr + NаВrО + Н2О.


Йод. Степени окисления йода, такие же как у хлора и брома. Химическая активность немного меньше, чем у предыдущих элементов. С металлами хорошо реагирует при нагревании, образуя йодиды, к примеру: Hg + I2 → HgI2. С водородом реагирует плохо и только при нагревании, образуя йодистый водород или йодоводород HI. Образует ряд кислот: иодоводородную HI, иодноватистую HIO, иодистую HIO2, иодноватую HIO3, иодную HIO4. Непосредственно не реагирует с углеродом, азотом, кислородом. 
  



Астат. По химическим свойствам близок к йоду. Как и другие галогены образует соли - астатиды, например, AgAt. При взаимодействии с металлами образует соединения со стпенью окисления - 1, что также свойственно всем галогенам.






 
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 → Na2O2. Выступая в реакциях как окислитель, только со фтором кислород проявляет восстанавливающие свойства: O2 + F2 → F2O2.



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 1150С. Кипит при 4450С. В случае проведения реакций с металлами, данный химический элемент выступает в роли окислителя, образуя сульфиды: Zn + S → ZnS; 2Al + 3S → Al2S3. При взаимодействии с сильными окислителями и сложными веществами является восстановителем: S + 6HNO3 → H2SO+ 6NO+ 2H2O. Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S + 6NaOН → 2Na2S + Na2+ 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 4000 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: NH3 + 2О2HNO3 + 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 400С, происходит самовоспламенение и бурное горение фосфора: Р4+ 5О2 → Р4О10Поэтому 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 → Ca3P2.  С неметаллами реагирует, как восстановитель: 2P + 3Cl2 → 2PCl3. С водородом не реагирует. С водой диспропорционирует, образуя фосфорноватистую кислоту: 4Р + 6Н2О → РН3 + 3Н3РО2. Под действием сильный окислителей превращается в фосфорную кислоту: 2P + 5H2SO4 → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O.


Практически каждый день мы наблюдаем реакцию фосфора с бертолетовой солью, когда от удара фосфор воспламеняется: 5KClO3 + 6P → 3P2O5 + 5KCl. Наверняка вы догадались, что речь идет о зажигании спичек (бока спичечной коробки намазаны красным фосфором, а в головке спички содержится бертолетова соль). Эта реакция является реакцией окисления.


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 + 2H→  CH4. В данной реакции углерод проявляет себя окислителем. Также окислителем является в реакциях с металлами, при которых образуются карбиды:  4Al + 3C  → Al4C3. С оксидами металлов проявляет восстановительные свойства: C + 2CuO → 2Cu + CO2. Углерод окисляться концентрированными азотной и серной кислотами: С + 4HNO3(конц.) → СO2­ + 4NO2­ + 2H2O.


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


Кремний является вторым по распространенности (после кислорода) элементом. Входит в состав множества минералов, образующих горные породы и земную кору. Кремний достаточно инертный элемент. При нормальной t взаимодействует со фтором. Химические реакции с хлором и кислородом протекают с заметной скоростью при t 400 - 6000С. С кислотами кремний не взаимодействует. В раствор в виде комплексного соединения, кремний переводит смесь азотной и фтороводородной кислоты: 3Si + 4HNO3 + 18HF → 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O. Реагирует с расплавами и растворами щелочей, не диспропорционирует, а только окисляется: Si + 4KOH → K4SiO4+ 2H2


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 SiClи SiBrи твердый SiI4. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS2. С углеродом кремний образует карбид кремния.


Предыдущий урок
Следующий урок

Больше интересных статей:

  • 2.2 Характерные химические свойства и получение простых веществ - металлов: щелочных, щелочноземельных, алюминия; переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа)
  • 1.2.4 Общая характеристика неметаллов IVA – VIIA групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева и особенностями строения их атомов
  • 2.1.3 «Просвещенный абсолютизм». Законодательное оформление сословного строя
  • 1.4.6 Смута. Социальные движения в России в начале XVII в. Борьба с Речью Посполитой и со Швецией
  • 1.2.1 Возникновение государственности у восточных славян. Князья и дружина. Вечевые порядки. Принятие христианства
  • Оставить комментарий