Тема №7248 Характерные химические свойства простых веществ — неметаллов
Поиск задачи:

Рассмотрим тему Характерные химические свойства простых веществ — неметаллов из предмета Химия и все вопросы которые связанны с ней. Из представленного текста вы познакомитесь с Характерные химические свойства простых веществ — неметаллов, узнаете ключевые особенности и основные понятия.

Уважаемые посетители сайта, если вы не согласны с той информацией которая представлена на данной странице или считаете ее не правильной, не стоит попросту тратить свое время на написание негативных высказываний, вы можете помочь друг другу, для этого присылайте в комментарии свое "правильное" решение и мы его скорее всего опубликуем.

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

Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA—VIIA группах Периодической системы:

Период

Группа

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

1

 

 

 

 

H

He

2

B

C

N

O

F

Ne

3

 

Si

P

S

Cl

Ar

4

 

 

As

Se

Br

Kr

5

 

 

 

Te

I

Xe

6

 

 

 

 

At

Rn

У большинства неметаллов на внешнем электронном уровне находится от трех до семи электронов, у водорода — один электрон, у гелия — два электрона. Атомы инертных газов имеют завершенный внешний электронный уровень: атом гелия содержит два электрона, остальные инертные газы — восемь электронов. Среди неметаллов водород Н и гелий Не относятся к s-элементам, остальные — к р-элементам.

Характерной особенностью неметаллов является большее по сравнению с металлами число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов и высокие значения электроотрицательности. Это определяет их большую способность к присоединению электронов и проявлению высокой окислительной активности.

Другой характерной особенностью неметаллов является их стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов. Поэтому атомы неметаллов в простых веществах и соединениях с другими неметаллами связаны ковалентными связями.

При нормальных условиях в газообразном состоянии находятся водород, азот, фтор, хлор и инертные газы. Бром — единственный жидкий неметалл, остальные неметаллы — твердые вещества. Атомы инертных газов не соединены в молекулы, двухатомные молекулы простых веществ образуют водород H2, азот N2, кислород О2и галогены: фтор F2, хлор Cl2, бром Br2, иод I2, астат At2.

Среди неметаллов распространено явление аллотропии. Аллотропные видоизменения, сильно отличающиеся по своим физическим свойствам, образуют кислород, углерод, кремний, сера, фосфор, бор и другие неметаллы.

Неметаллы сильно отличаются по своим химическим свойствам, однако обладают и рядом общих свойств. Так, элементы-неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Атомы самого электроотрицательного элемента — фтора — не способны отдавать электроны, поэтому он всегда проявляет только окислительные свойства. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Окислительные и восстановительные свойства примерно в одинаковой мере проявляют азот, сера, йод.

В соединениях атомы неметаллов могут проявлять как положительные, так и отрицательные степени окисления, значения которых определяются положением неметалла в периодической системе элементов. Фтор является самым электроотрицательным элементом, его атомам до завершения внешнего электронного уровня не хватает одного электрона. Поэтому в сложных соединениях фтор может иметь только отрицательную степень окисления, равную —1.

Наиболее типичные степени окисления неметаллов в соединениях представлены в табл. 19.

Наиболее типичные степени окисления неметаллов

Таблица 19

Период

Группа

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

1

 

 

 

 

H

He

2

B

-3, 0, +3

C

-4, -2, 0, +2, +4

N

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, +4, +5

O

-2, -1, 0, +2

F

-1, 0

Ne

0

3

 

Si

-4, -2, 0, +2, +4

P

-3, 0,

+ 1, +3, +5

S

-2, -1, 0, +2, +4, +6

Cl

-1, 0, +1, +3, +5, +7

Ar

0

4

 

 

As -3, 0,

+ 1, +3, +5

Se

-2, 0, +4, +6

Br

-1, 0,

+ 1, +5, +7

Kr

+2

5

 

 

 

Te

0, +4, +6

I

-1, 0,

+ 1, +5, +7

Xe

+2,

+4,+6, +8

6

 

 

 

 

At

-1, 0,

+ 1, +5, +7

Rn

+2, +4,+6

Водород

Водород — химический элемент с порядковым номером 1. В периодической системе водород занимает особое место: подобно щелочным металлам водород обладает способностью отдавать один электрон, поэтому он может быть помещен в главную подгруппу I группы; однако, как и галогены, водород способен присоединять один электрон, поэтому его можно поместить в главную подгруппу VII группы. В соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: + 1 и —1.

Водород является самым распространенным элементом во Вселенной. На Земле водород находится только в составе сложных веществ. В виде простого вещества водород практически не встречается.

Простое вещество водород представляет собой двухатомную молекулу Н2, в которой атомы связаны между собой ковалентной неполярной связью.

При обычных условиях водород — бесцветный, не имеющий запаха газ, почти не растворяется ни в каких растворителях, но хорошо растворимый в некоторых металлах, например, в никеле, платине и палладии. Водород — самый легкий газ, легче воздуха в 14,5 раз.

1) Взаимодействие с галогенами

При обычных условиях водород из-за большой прочности молекулы малоактивен. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором с образованием фтороводорода HF:

H2 + F2 = 2HF

С хлором водород реагирует только на свету, реакция протекает со взрывом. С бромом реакция протекает менее энергично, с йодом реакция обратима и не идет до конца даже при высоких температурах:

H2 + Cl2 = 2HC1 хлороводород

H2 + Br2 = 2HBr бромоводород

H2 + I2 <    > 2HI йодоводород

2)    Взаимодействие с кислородом

При нормальных условиях водород не реагирует с кислородом, при поджигании реакция протекает со взрывом:

2H2 + O2 = 2H2O

Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла, температура водородно-кислородного пламени достигает 2800 0С.

3)    Взаимодействие с серой

При нагревании водород обратимо реагирует с серой с образованием сероводорода:

H2 + S <=» H2S

4)    Взаимодействие с азотом

С азотом водород обратимо реагирует при высокой температуре и в присутствии катализатора (например, железа) с образованием аммиака NH3:

3H2 + N2 <=> 2NH3

5)    Взаимодействие со сложными веществами (оксидами металлов и неметаллов)

При взаимодействии со сложными веществами водород проявляет восстановительные свойства, например, он восстанавливает многие металлы из их оксидов:

CuO + H2 1 Cu + H2O

Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O

Эти реакции используются в металлургии для получения металлов.

Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II), используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты:

2NO + 2H2 = N2 + 2H2O

Смесь водорода с оксидом углерода (II) СО называется «синтез-газом». Синтез-газ широко используется в органическом синтезе, например, для получения метанола:

СО + 2Н2    ‘-—-«г > СН3ОН метанол

Сильным восстановителем является атомарный водород, который образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения, образующийся при восстановлении металла кислотой.

6) Взаимодействие с активными металлами (окислительные

свойства)

При нагревании водород взаимодействует с активными металлами, образуя белые кристаллические вещества — гидриды металлов:

2Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2

В этих реакциях водород проявляет окислительные свойства: атом водорода присоединяет электрон и превращается в отрицательно заряженный гидрид-ион Н-.

Галогены

Галогены — элементы главной подгруппы VII группы. К галогенам относятся фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I и астат At.

Астат — редкий и радиоактивный элемент, его свойства плохо изучены. Фтор, хлор и бром чрезвычайно токсичны, являются отравляющими веществами.

Галогенам не хватает до устойчивой 8-электронной оболочки одного электрона. Присоединяя один электрон до завершения внешнего электронного уровня, галогены проявляют при этом окислительные свойства и превращаются в галогенид-ионы Hal.

Галогены проявляют очень высокую химическую активность, которая уменьшается в ряду F2 — Cl2 — Br2 — I2.

Наибольшей химической активностью обладает фтор. Это сильнейший окислитель, который окисляет практически все металлы и неметаллы. Многие реакции со фтором протекают со взрывом. Фтор реагирует даже с инертными газами, например:

F2 + Kr = KrF2

F2 + Xe = XeF2

2F2 + Xe = XeF4

1) Взаимодействие с металлами

Галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, при обычных условиях взаимодействует со щелочными и щелочноземельными металлами, свинцом и железом:

Mg + F2 = MgF2 фторид магния 2Au + 3F2 = 2AuF2 фторид золота (III)

Pt + 3F2 = PtF6 фторид платины^)

2Fe + 3F2 = 2FeF3 фторид железа(Ш)

Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными и щелочно-земельными металлами, а при нагревании — с медью, железом и оловом. При этом железо окисляется под действием фтора, хлора и брома до степени окисления +3, а под действием йода — до +2:

2Na + Cl2 = 2NaCl хлорид натрия ^ + Q2 = CuCl2 хлорид меди (II)

2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 хлорид железа (III)

Са + Br2 = CaBr2 бромид кальция 2Fe + 3Br2 = 2FeBr3 бромид железа (III)

Fe + I2 = FeI2 йодид железа (II)

Реакция иода с алюминием начинается после добавления к реакционной смеси воды в качестве катализатора и протекает с выделением большого количества теплоты:

2Al + 31,

 

-> 2AlI3 йодид алюминия

 

и,р

2)    Взаимодействие с водородом

При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима:

Н2 + F2 = 2BF фтороводород

H2 + Cl2 = 2HCl хлороводород

H2 + Br2 = 2HBr бромоводород

H2 + I2 <    * 2HI йодоводород

Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.

3)    Взаимодействие с неметаллами

Единственный из всех галогенов фтор взаимодействует с кислородом:

O2 + F2    O2F2

Остальные галогены с кислородом непосредственно не взаимодействуют.

Хлор и бром менее активны, чем фтор, но реагируют со многими неметаллами, кроме углерода, азота и кислорода.

В атмосфере хлора и в жидком броме самопроизвольно загорается белый фосфор:

2P + 3Cl2 = 2PCl3 хлорид фосфора (III)

2P + 5Cl2 (избыток) = 2PCl5 хлорид фосфора (V)

2P + 3Br2 = 2PBr3 бромид фосфора (III)

Фтор, хлор и йод взаимодействуют с серой с образованием галогенидов серы:

3F2 + S = SF6 фторид серы (VI)

Cl2 + 2S = S2Cl2 хлорид серы (I)

Br2 + 2S = S2Br2 бромид серы (I)

4)    Вытеснение свободных неметаллов

Ослабление окислительной активности галогенов от фтора к йоду проявляется в том, что хлор вытесняет бром Br2 и йод I2 из бромидов и йодидов, а бром — только йод I2 из йодидов:

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2 Cl2 + 2KI = 2KCl + I2 Br2 + 2KI = 2KBr+ I2

Бром способен вытеснять серу S из сероводорода и сульфидов:

Br2 + H2S = 2HBr + Si

Хлор, как более сильный по сравнению с бромом окислитель, не вытесняет серу из сероводорода, а окисляет его до серной кислоты:

4Cl2 + H2S + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

5)    Взаимодействие с водой

Фтор бурно реагирует с водой, вытесняя из нее кислород О2:

2F2 + 2H2O = 4HF + O2

Остальные галогены довольно плохо растворяются в воде и диспро-порционируют в ней с образованием двух кислот — галогеноводородной и кислородсодержащей:

Hal20 + H2O <=> HHal- + HHal+O

6)    Взаимодействие со щелочами

В растворах щелочей галогены подвергаются диспропорционированию, образуя галогенид ионы Hal- и соли кислородсодержащих кислот:

Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + Н2О (на холоде) гипохлорит калия

3CI2 + 6KOH = 5KCl + KCIO3 + ЗН2О (при нагревании) хлорат калия

ВГ2 + 2KOH = KBr + KBrO + Н2О (на холоде) гипобромит калия

ЗВГ2 + 6KOH = 5KBr + КВГО3 + ЗН2О (при нагревании) хлорат калия

При пропускании хлора через суспензию гидроксида кальция получают «хлорную известь»:

2Cl2 + 2Са(0^ = СаС^ + Са(CЮ)2 + 2^О

хлорная известь

Йод взаимодействует со щелочами с образованием йодида и йодата:

3I2 + 6KOH = 5К + KIO3 + 3Н2О

йодат

калия

Гипойодит-ион IO- в растворах не существует.

При быстром пропускании фтора через 2%-й раствор щелочи получается дифторид кислорода:

2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O

7) Восстановительные свойства галогенов

В некоторых реакциях хлор, бром и йод могут проявлять восстановительные свойства. Так, фтор может окислять их до фторидов, в которых хлор, бром и йод имеют положительную степень окисления:

F2 + Cl2 = 2ClF фторид хлора (I)

F2 + I2 = 2IF фторид йода (I)

F2 + I2 = 2IF фторид йода (I)

Хлор окисляет в водных растворах бром Вг2 и йод I2 до бромноватой и йодноватой кислот:

5Cl2 + Br2 + 6H2O = 2HBrO3 + 10HCl

бромноватая

кислота

5Cl2 + I2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HC1

йодноватая

кислота

В отличие от остальных галогенов, йод взаимодействует с концентрированной азотной кислотой, которая окисляет его до йодноватой кислоты HIO3:

3I2 + 10HNO3 (конц.) = 6HIO3 + 10NO + 2H2O

8) Взаимодействие с органическими веществами

Хлор и бром широко используют в органическом синтезе. Взаимодействуя с различными классами органических веществ, в зависимости от условий они способны вступать в реакции замещения и присоединения. Реакции замещения:

CH4 + Cl2    CH3C1 + HC1

CH3CH2CH3 + Br2    CH3CHCH3 + HBr

Br

С6Н6 + C12    C6H5C1 + HC1

R-CH2COOH + C12 -5=> R-CHCOOH + HC1

|

C1

Реакции присоединения:

CH2=CH2 + C12 ^ CH2C1-CH2C1

СбНб + 3C12    СбНбС1б

Кислород

Кислород находится во II периоде в главной подгруппе VI группы Периодической системы элементов. Электронная конфигурация атома кислорода в невозбужденном состоянии 1s22s22p4. По электроотрицательности кислород уступает только фтору. До завершения внешнего электронного уровня атому кислорода не хватает двух электронов, поэтому наиболее типичная степень окисления кислорода в соединениях равна -2. Только в соединении со фтором — фториде кислорода OF2 — кислород проявляет положительную степень окисления, равную +2.

По распространенности на Земле кислород занимает первое место. В виде простого вещества кислород находится в воздухе (21% по объему), в связанном состоянии входит в состав воды, минералов, многих органических веществ. Многие процессы в природе (гниение, ржавление, дыхание) протекают при участии кислорода.

Кислород образует две аллотропных модификации — кислород О2 и озон О3. Химическая активность озона значительно выше, чем кислорода.

Кислород О2 — бесцветный газ, не имеет запаха, плохо растворим в воде. Химическая связь между атомами кислорода в молекуле О2 — ковалентная неполярная.

Кислород отличает высокая реакционная способность, он окисляет многие вещества уже при комнатной температуре. При нагревании, освещении или в присутствии катализатора реакции с кислородом протекают очень бурно и сопровождаются выделением большого количества тепла.

♦ Горение — взаимодействие кислорода с веществами, при которых

выделяется теплота и свет.

Особенно сильным окислителем является жидкий кислород: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает. Некоторые летучие органические вещества самопроизвольно воспламеняются на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.

Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно.

1) Взаимодействие c металлами

При комнатной температуре кислород окисляет щелочные и щелочно-земельные металлы. Литий и кальций при взаимодействии с кислородом образуют оксиды, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — суперпероксиды (надпероксиды) МО2; при горении бария образуется смесь оксида ВаО и пероксида ВаО2, например:

4Li + O2 = 2Li2O-2 оксид лития 2Са + О2 = 2СаО-2 оксид кальция 2Ва + О2 = 2ВаО-2 оксид бария Ва + О2 = ВаО2-1 пероксид бария 2Na + O2 = Na2O2-1 пероксид натрия K + O2 = KO2-1/2 надпероксид калия

При нагревании кислород реагирует практически со всеми остальными металлами, кроме золота, образуя оксиды, например:

4Al + 3O2 = 2Al2O3 2Mg + O2 = 2MgO

3Fe + 2O2 = Fe3O4 (Fe3O4 — смешанный оксид Fe+2O-Fe2+3O3)

2)    Взаимодействие с неметаллами

Кислород взаимодействует практически со всеми простыми веществами-неметаллами, кроме хлора, брома, йода и инертных газов. При этом образуется оксид этого неметалла.

Сера взаимодействует с кислородом с образованием оксида серы (IV):

S + O2 = SO2

Фосфор горит в кислороде с образованием оксида фосфора (V):

4Р + 5О2 = 2Р2О5

Углерод в зависимости от условий реагирует с кислородом с образованием оксида углерода (IV) СО2 или оксида углерода (II) СО:

С + О2 = СО2 (в избытке кислорода)

2С + О2 = 2СО (в недостатке кислорода)

Кислород образует взрывоопасные смеси с водородом. Смесь двух объемов водорода с одним объемом кислорода называется «гремучим газом». Продуктом взаимодействия водорода с кислородом является вода:

2Н2 + О2 = 2Н2О

Только при взаимодействии со фтором кислород проявляет восстановительные свойства:

O20 + F20 <=> O2+1F2-1

3)    Взаимодействие с некоторыми сложными веществами

Кислород взаимодействует со многими сложными веществами. Так, при обжиге сульфидов металлов образуются оксиды металлов и оксид серы (IV):

2CuS + ЗО2 = 2CuO + 2SO2 2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2 4Fe+2S + 7O2 = 2Fe+3O3 + 4SO2

При обжиге сульфида ртути (II) образуется не оксид металла, а металлическая ртуть в виде паров:

HgS + O2 = Hg + SO2

При полном сгорании органических веществ образуются углекислый газ и вода:

СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О С2Н5ОН + 3О2 = 2СО2 + 3Н2О

Азотсодержащие органические вещества сгорают с выделением азота:

4CH3NH2 + 9O2 = 4CO2 + 10H2O + 2N2

Сера

Сера — элемент VI группы главной подгруппы III периода. Электронная конфигурация внешнего уровня атома серы в невозбужденном состоянии 3s23p4. На внешнем энергетическом уровне атома серы содержится 6 электронов, 2 из которых неспаренные. По сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому сера при взаимодействии с кислородом проявляет восстановительные свойства.

В реакциях сера может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. По отношению к менее электроотрицательным элементам (металлы, водород, фосфор, углерод) сера проявляет окислительные свойства и в реакциях с образованными ими простыми веществами приобретает степень окисления —2. Проявляя восстановительные свойства, сера образует соединения со степенями окисления +2, +4, +6. Для серы характерны также реакции диспропорционирования.

При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры активность серы значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.

Сера-окислитель

1)    Взаимодействие с металлами

В результате взаимодействия серы с металлами образуются сульфиды:

Hg + S = HgS (при комнатной температуре)

Cu + S = CuS Fe + S = FeS 2Al + 3S = Al2S3

2)    Взаимодействие с водородом

Расплавленная сера обратимо взаимодействует с водородом:

Н2 + S <=> H2S

3)    Взаимодействие с фосфором и углеродом

При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором и углеродом, проявляя окислительные свойства:

2P + 3S = P2S3 2S + C = CS2

Сера-восстановитель

4)    Взаимодействие с кислородом

Сера сгорает в кислороде с образованием оксида серы (IV):

S + O2 = SO2

Оксид серы (VI) получается в результате каталитического окисления оксида серы (IV) кислородом:

2SO2 + O2 <=» 2SO3

5)    Взаимодействие с галогенами (кроме йода)

В атмосфере фтора сера воспламеняется с образованием фторида серы (VI) SF6:

S + 3F2 = SF6

Хлор взаимодействует с серой с образованием дихлорида серы (I) S2Cl2:

2S + Cl2 = S2Cl2

При дальнейшем хлорировании может быть получен хлорид серы (II) SCl2:

S2Cl2 + Cl2 = 2SCl2

При взаимодействии с жидким бромом сера образует неустойчивое соединение бромид серы (I) S2Br2:

2S + Br2 = S2Br2

Как уже отмечалось, с йодом сера не взаимодействует.

6)    Взаимодействие с концентрированными азотной и серной кислотами

При нагревании с концентрированной азотной кислотой сера окисляется до степени окисления +6 с образованием серной кислоты:

S + 2HNO3 = 2NO f + H2SO4 (возможно образование NO2)

При взаимодействии с концентрированной серной кислотой сера окисляется до степени окислении+4, образуя SO2:

S + 2H2SO4 (конц.) = 3SO2f + 2H2O

7) Реакция диспропорционирования

В горячих концентрированных растворах щелочей сера диспропор-ционирует с образованием сульфидов и сульфитов:

3S0 + 6KOH = K2S+4O3 + 2K2S-2 + 3H2O

Азот

Азот — элемент V группы главной подгруппы II периода. Электронная конфигурация внешнего уровня атома азота 1s22s22p3. Атом азота на внешнем уровне содержит пять электронов: два спаренных s-электрона и три неспаренных р-электрона. В соединениях азот проявляет степени окисления от —3 до +5.

Большая часть азота находится в атмосфере Земли в виде простого вещества N2. Азот входит в состав селитр: чилийской NaNO3 и индийской KNO3. Кроме того, азот содержат в своем составе все белки.

При обычных условиях азот — газ, без цвета и запаха, плохо растворяется в воде. Газообразный азот состоит из двухатомных молекул. Атомы азота в молекуле N2 связаны между собой прочной тройной связью N=N.

Аллотропных видоизменений азот не образует.

Из-за наличия прочной тройной связи молекулярный азот малоактивен, а соединения азота термически малоустойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании.

В химических реакциях азот может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Азот-окислитель

1) Взаимодействие с металлами

При обычных условиях молекулярный азот реагирует только с литием с образованием нитрида лития Li3N:

6Li + N2 = 2Li3N

Для образования нитрида других металлов (бериллия, магния, алюминия, щелочно-земельных) требуется нагревание:

3Mg + N2 i Mg3N2 2Al + N2 = 2AlN 3Ca + N2 = Ca3N2

Нитриды активных металлов представляют собой ионные соединения, которые гидролизуются водой с образованием аммиака, например:

Ca3N2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2NH3

Азот может также образовывать нитриды при взаимодействии с неметаллами, например, при температуре около 1000 0С азот реагирует с кремнием с образованием нитрида кремния (IV):

2N2 + 3Si = Si3N4

2)    Взаимодействие с водородом

Реакция с водородом протекает обратимо при высоких температуре и давлении в присутствии катализатора — металлического железа:

3H2 + N2 <=> 2NH3

Азот-восстановитель

3)    Взаимодействие со фтором и кислородом

Восстановительные свойства азот проявляет в реакциях со фтором и кислородом. Эти реакции идут при температуре выше 1000 0С или в электрическом разряде:

N2 + 3F2 = 2NF3 фторид азота (III)

N2 + O2 = 2NO оксид азота (II)

Азот непосредственно не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным путем. С водой, кислотами и щелочами азот не взаимодействует.

Фосфор

Фосфор — химический элемент V группы главной подгруппы III периода Периодической системы. Электронная конфигурация внешнего электронного уровня атома фосфора в невозбужденном состоянии 3s23p3. Характерные степени окисления фосфора в соединениях —3, +3, +5. Наиболее устойчивой является степень окисления +5.

Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота, поэтому в свободном состоянии в природе фосфор не встречается. Фосфор находится в земной коре в основном в виде фосфатов, входящих в состав апатитов.

В отличие от азота, фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: белый, красный, черный фосфор. Белый фосфор состоит из молекул Р4 и имеет молекулярное строение. Белый фосфор имеет чесночный запах, в воде не растворяется, но растворяется в сероуглероде CS2 и бензоле. Белый фосфор чрезвычайно ядовит. Белый фосфор постепенно переходит в другую модификацию — красный фосфор. При нагревании белого фосфора под высоким давлением получают черный фосфор. Красный и черный фосфор имеют атомную структуру. В воде и органических растворителях они не растворяются, в отличие от белого фосфора не токсичны.

Химические свойства аллотропных модификаций фосфора различны. Наибольшей химической активностью обладает белый фосфор. Белый фосфор на воздухе светится в темноте вследствие окисления, самовоспламеняется при трении и ударе.

В химических реакциях фосфор может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Окислительные свойства выражены у фосфора слабее, чем у азота, и проявляются при взаимодействии фосфора с металлами.

1)    Взаимодействие с простыми веществами

Фосфор проявляет восстановительные свойства в реакциях с кислородом, галогенами и серой. Фосфор легко окисляется кислородом, образуя в недостатке кислорода оксид фосфора (III), а в избытке — оксид фосфора (V):

4P + 3O2 = 2P2O3 оксид фосфора (III)

4P + 5O2 = 2P2O5 оксид фосфора (V)

В реакциях с галогенами и серой фосфор так же, как и с кислородом, образует соединения, в которых проявляет степень окисления +3 и +5, причем последние образуются в избытке галогенов и серы, например:

2P + 3S = P2S3 сульфид серы (III)

2P + 5S (избыток) = P2S5 сульфид серы (V)

2P + 3Cl2 = 2PCl3 хлорид фосфора (III)

2P + 5Cl2 (избыток) = 2PCl5 хлорид фосфора (V)

Йодом фосфор окисляется только до PI3:

2P + 3I2 = 2PI3 йодид фосфора (III)

При нагревании с металлами фосфор проявляет окислительные свойства и образует фосфиды, в которых имеет степень окисления —3:

2P + 3Ca = Ca3P2

Фосфиды гидролизуются водой с образованием фосфина РН3:

Ca3P2 + 6H2O = 3Ca(OH)2 + 2PH3f

В отличие от азота, фосфор непосредственно не взаимодействует с водородом.

2)    Взаимодействие с сильными окислителями

Фосфор окисляется концентрированными азотной и серной кислотами до ортофосфорной кислоты:

Р + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 f + H2O 2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O

Фосфор может окисляться также бертолетовой солью KClO3. Эта реакция происходит при поджигании спичек:

6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5

3) Реакции диспропорционирования

Белый фосфор может вступать в реакции диспропорционирования с водой и с горячими растворами щелочей. При взаимодействии с водой образуется фосфин РН3 и фосфорноватистая кислота Н3РО2, а при взаимодействии со щелочами — фосфин и соли фосфорноватистой кислоты гипофосфиты:

4Р0 + 6Н2О = Р-3Н3 + 3Н3Р+1О2 фосфорноватистая кислота

4Р0 + 3KOH + 3Н2О = Р-3Н3 + 3КН2Р+1О2 гипофосфит калия

В результате диспропорционирования фосфор приобретает степень окисления —3 в фосфине РН3 и +1 в фосфорноватистой кислоте Н3РО2 и гипофосфите КН2РО2.

Углерод

Углерод находится в IV группе главной подгруппы во II периоде. Электронная конфигурация атома углерода в невозбужденном состоянии 1s22s22p2. В соединениях углерод проявляет устойчивые степени окисления, равные —4, +2 и +4.

Углерод образует несколько аллотропных видоизменений: алмаз и графит имеют атомную кристаллическую решетку, карбин образует цепочечные полимеры, фуллерены являются молекулярными веществами.

Древесный уголь и сажу называют аморфным углеродом. Аморфный углерод имеет неупорядоченную структуру, состоящую из мельчайших разрушенных слоев графита. После специальной обработки аморфного углерода образуется активированный уголь, обладающий адсорбционной способностью.

В природе углерод встречается в виде простых веществ — алмаза и графита, он входит в состав углекислого газа, карбонатов (доломита СаМ§(С03)2, мрамора СаСО3) природного газа, нефти, каменного угля.

При обычных условиях углерод химически инертен, при нагревании его активность увеличивается. Самой активной формой является аморфный углерод, менее активен графит, самый инертный — алмаз.

Углерод обладает уникальной способностью образовывать огромное количество соединений, которые могут состоять практически из неограниченного числа атомов углерода. Многообразие соединений углерода определило возникновение одного из основных разделов химии — органической химии.

В химических реакциях углерод может проявлять свойства как окислителя, так и восстановителя, но восстановительные свойства для него более характерны.

Углерод-восстановитель

1)    Взаимодействие с неметаллами: кислородом, галогенами, серой

В избытке кислорода углерод сгорает с образованием оксида углерода (IV):

С + О2 = СО2

В условиях недостатка кислорода образуется оксид углерода (II):

2С + О2 = 2СО

При взаимодействии углерода с галогенами при нагревании образуются тетрагалогениды С^^, например:

С + 2F2 = CF4 фторид углерода (IV)

При нагревании углерода с серой образуется сульфид углерода (IV)

CS2:

С + 2S = CS2

2)    Взаимодействие с оксидами металлов

Углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов:

2ZnO + C = 2Zn + CO2

При взаимодействии углерода с оксидами щелочно-земельных металлов и алюминия образуются карбиды:

СаО + 3С = СаС2 + СО f

2Al2O3 +9C = Al4C3 + 6CO f

3)    Взаимодействие с оксидами неметаллов

При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород:

C + H2O = CO + H2

При нагревании углерода с углекислым газом образуется оксид углерода (II):

C + ТО2 = 2CO

Нагревание углерода с оксидом кремния (IV) в электрических печах используется для получения кремния:

2С + SiO2 = Si + 2CO f

4)    Взаимодействие с концентрированными серной и азотной кислотами

При нагревании углерод окисляется концентрированными серной и азотной кислотами до оксида углерода (IV):

C + 2H2SO4 = CO2f + 2SO2 f + 2H2O

C + 4HNO3 = CO2f + 4NO2f + 2H2O

Углерод-окислитель

5)    Взаимодействие с металлами

При высокой температуре углерод реагирует с металлами, образуя карбиды:

2C + Ca = CaC2 3С + 4Al = Al4C3 Карбиды подвергаются гидролизу:

СаС2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2 f

ацетилен

Al4C3 + 12H2O = 4Al(OH)3 + 3CH4 f

метан

6)    Взаимодействие с неметаллами: водородом, кремнием

В присутствии никелевого катализатора углерод взаимодействует с водородом, образуя метан CH4:

C0 + 2H20 = C-4H4+1

При взаимодействии с кремнием при высокой температуре углерод образует карбид кремния SiC, называемый также карборундом:

С + Si = SiC

Карбид кремния имеет кристаллическую решетку, подобную решетке алмаза, и по твердости лишь незначительно уступает ему.

Кремний

Кремний находится в главной подгруппе IV группы Периодической системы. Электронная конфигурация атома кремния в невозбужденном состоянии 1s22s22p63s23p2. В соединениях кремний проявляет степени окисления —4, +2 и +4.

Кремний является одним из самых распространенных элементов. Он входит в состав различных минералов, составляющих основу земной коры. К их числу относятся кварц SiO2, различные силикаты и алюмосиликаты.

Простое вещество кремний — твердое хрупкое вещество серого цвета, образует атомную кристаллическую решетку, подобную решетке алмаза. Обладает полупроводниковыми свойствами, что обусловливает его широкое использование в промышленности.

В химическом отношении кремний малоактивен. В реакциях он может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, но восстановительные выражены у него сильнее.

Кремний-восстановитель

1)    Взаимодействие с неметаллами

При обычных условиях кремний довольно инертен, при комнатной температуре непосредственно взаимодействует только с фтором:

Si + 2F2 = SiF4 фторид кремния (IV)

С хлором реагирует только при нагревании до 400—600 0С:

Si + 2Cl2 = SiCl4 хлорид кремния (IV)

Галогениды кремния в водных растворах гидролизуются:

SiF4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HF f SiCl4 + 3H2O = H2SiO3 + 4HCl f

Измельченный кремний при нагревании до 400—600 0С реагирует с кислородом с образованием оксида кремния (IV):

Si + O2 = SiO2

При очень высокой температуре кремний реагирует с углеродом с образованием карбида кремния SiC, называемого карборундом:

Si + C = SiC

При температуре около 1000 0С кремний реагирует с азотом с образованием нитрида кремния (IV):

3Si + 2N2 = Si3N4

С водородом кремний непосредственно не взаимодействует.

2)    Взаимодействие с водой

Кремний вытесняет водород из перегретого пара, окисляясь до оксида кремния (IV):

Si + 2H2O = SiO2 + 2H2 f

3)    Взаимодействие с кислотами

Кремний устойчив к действию кислот, он взаимодействует только с фтороводородом, а также со смесью плавиковой и азотной кислот:

Si + 4HF = SiF4f + 2H2 f

3Si + 18HF + 4HNO3 = 3H2[SiF6] + 4NO f + 8H2O

4)    Взаимодействие со щелочами

Кремний энергично взаимодействует со щелочами с выделением водорода и образованием силиката:

Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2 f

Кремний-окислитель

5)    Взаимодействие с металлами

Окислительные свойства для кремния менее характерны, но они проявляются в реакциях с металлами, при этом образует силициды:

2Ca + Si = Ca2Si 2Mg + Si = Mg2Si

Флициды легко гидролизуются с образованием силана SiH4 — соединения, подобного метану СН4:

Ca2Si + 4HCl = 2CaCl2 + SiH4 f

Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4 f

Силан представляет собой бесцветный газ, самовоспламеняющийся на воздухе, сгорающий при этом с образованием оксида кремния (IV) и воды:

SiH4 + 2O2 = SiO2 + 2H2O


Категория: Химия | Добавил: Админ (30.07.2016) Просмотров: | Рейтинг: 0.0/0

Другие задачи:
Всего комментариев: 0
avatar