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^oC сжижается и превращается в бесветную, легкую и текучую жидкость. А при t ок. −259^oC 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.).

• O₂ + 2H₂ → 2H₂О.

• Ca + H₂→ CaH₂.

• CuО + Н₂ → Cu + Н₂О.

• 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.

• 3Н₂ + N₂ → 2NH₃.

• Н₂ + S → H₂S.

• 2Н₂ + 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 + 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 + Cl₂ → 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. 

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 → Na₂O_2. 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 → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O. Сера не взаимодействует с водой. В щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению: 3S + 6NaOН → 2Na₂S + Na₂SО₃ + 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 + 2О₂ → HNO₃ + 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 → Р₄О₁₀. Поэтому 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.

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 →  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 SiCl₄ и SiBr₄ и твердый SiI₄. С серой кремний образует дисульфид кремния SiS₂. С углеродом кремний образует карбид кремния.