Химические свойства неметаллических элементов - Химия - Скачать бесплатно
Водень.
Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула
1S1. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у
простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з
лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для
нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів.
Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином,
особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють
однозначно визначити його положення в періодичній системі.
Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень
має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н2О.
Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів
(нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це
відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція
метану з водяною парою:
СН4 + Н2О = СО + 3Н2
СО + Н2О = СО2 + Н2
Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:
С + Н2О = СО + Н2
СО + Н2О = СО2 + Н2
Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів
солей, кислот, лугів. Наприклад:
Zn+2HCl=ZnCl2+H2
2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2
Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді.
Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні
властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до
оксидів і галогенів:
2H2+O2=2H2O
H2+Cl2=2HCl
CuO+H2=Cu+H2O
WO3+3H2=W+3H2O
У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:
2Na+H2=2NaH
З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує.
При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять
водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 –
відновні.
NaH+HOH=NaOH+H2
Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У
великих кількостях Н2 використовують у виробництві аміаку та органічних
синтезах.
Кисень.
Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його
знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот
(силікатів), піску (SiO2), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика
частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості
кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук.
Наприклад:
2KClO3=2KCl+3O2
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами,
неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є
оксиди:
4Fe+3O2=2Fe2O3
C+O2=CO2
CH4+2O2=CO2+2H2O
2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2
Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки
зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:
2Na+O2=Na2O2 (пероксид натрію)
K+O2=KO2 (надпероксид калію)
Li+O2=Li2O
(оксид літію)
Озон О3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого
електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:
3O2=2O3
Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:
O2+hv=O2*
O2+O2*=O3+O
O2+O=O3
О3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який
утворюється на початкових стадіях реакцій О3 з різними відновниками.
Наприклад:O3=O2+O
2KI+O3+H2SO4=I2+K2SO4+O2+H2O
O O2
Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:
Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні (
Na2O, CaO), кислотні (СО2, P2O5), амфотерні (ZnO, Al2O3), несолетвірні
(N2O, NO).
Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою
хімічними зв’язками: пероксиди (N2O2, ВаО2), надпероксиди (КО2), озоніди
(КО3).
Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті6О, Ті3О).
Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.
Вода. Це стійка речовина ( Нутв. = -286 кДж/моль). Лише за
температури понад 1000оС помітним стає розкладання на прості речовини:
2H2O=2H2+O2
Понад 5000оС розкладання відбувається практично повністю.
Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних
сполук.
Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і
кислотними оксидами:
CaO+H2O=Ca(OH)2
P2O5+3H2O=2H3PO4
з солями: CuSO4+5H2O=CuSO4*5H2O
Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей.
У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок
кисню
(-2):
2F+2H2O=4HF+O2
При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні
властивості:
2HOH+2Na=2NaOH+H2
Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н2О2
у лужному середовищі:
Na2O2+2HOH=2NaOH+H2O2
2H2O2=2H2O2+O2
Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО2, реакцією
обміну якого з Н2SО4 можна добути Н2О2:
BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4
Галогени.
Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш
стійким є ступінь окислення –1.
Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів
окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі
позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).
У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1.
Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF2, фторапатит CaF2 * 3Ca3
(PO4)2, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl*NaCl та інші. Іони хлору містяться
в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br
містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.
Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1
до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише
електролізом.
Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного
розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії
із сильними окисниками, наприклад MnO2, KmnO4:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
2KmnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O
Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи
замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:
2NaBr+MnO2+2H2SO4=Br2+MnSO4+Na2SO4+2H2O
10KI+2KMnO4+8H2SO4=5I2+MnSO4+6K2SO4+8H2O
Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води
солених озер обробляють хлором:
2Br+Cl2=Br2+2Cl
2I+Cl2=I2+2Cl
У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений,
бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали.
Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим
окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні
гази:
Xe+F2=XeF2
2H2O+2F2=4HF+O2
SiO2+2F2=SiF4+O2
Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:
2Al+3Br2=2AlBr3
2P+3Cl2=2PCl3
2NH3+3Br2=N2+6HBr
У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних
властивостей: Н2 + Г2 = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і
на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом
оборотна і протікає при підвищенні температури.
При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням,
самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:
Cl2+H2O=HCl+HOCl
а в реакціях з лугами – солі цих кислот:
Cl2+2KOH=KCl+KOCl+H2O
Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.
Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF
i HCl) реакціями обміну:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані,
добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості.
HCl, HBr, HI - сильні кислоти.
Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному
реагуванні на дію концентрованої H2SO4. Так ця кислота не реагує на HCl,
але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO2; НІ відновлює
сірку (6) не тільки для SO2, а і до вільної сірки або навіть H2S:
2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O
8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O
Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної
кислоти на солі цих кислот.
Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують
для очищення та добування металів:
TiI4=Ti+2I2
Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти:
хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише
остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах.
Аналогічні кислоти (окрім HBrО2 і HIО2 ) утворюють бром і йод.
Сірка.
З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має
сірка.
Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона
утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами.
Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.
Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до
видобування і очищення самородної сірки.
Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов
стійка моноклинна (() сірка. За температури понад 95,4оС вона
перетворюється на ромбічну ( ( ) сірку.
При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма
матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:
Fe+S=FeS
2Al+3S=Al2S3
H2+S=H2S
При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:
S+O2=SO2
2S+Cl2=S2Cl2
Сірководень H2S добувають сполученням простих речовин або через
реакції обміну:
FeS+2HCl=FeCl2+H2S
H2S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах –
це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію)
піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і
оборотно:
S+HOH=HS+OH
I ступінь
або Na2S+HOH=NaHS+NaOH
Гідроліз деяких сульфатів (Al2S3, Cr2S3) йде практично до кінця,
оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється
газоподібний сірководень:
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S
Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує,
причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших
(PbS, HgS, Sb2S3) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди
можна добути дією H2S на розчинні солі:
Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3
Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з
використанням розчинних у воді сульфідів:
CuSO4+Na2S=CuS+Na2SO4
FeSO4+Na2S=FeS+Na2SO4
Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при
нагріванні:
Na2SO4+4C=Na2S+4CO
H2S окиснюється киснем, на повітрі горять:
2H2S+3O2=2SO2+2H2O (при надлишку О2)
2H2S+O2=2S+2H2O (при недостатній кількості
О2)
Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу
сульфідів металів:
2ZnS+3O2=ZnO+SO2
У водних рохчинах сульфіди і H2S виявляють відновні властивості у
реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками:
Na2S+I2=2NaI+S
H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr
При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:
Na2S+(n-1)S=Na2Sn
Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3. SO2 за звичайних умов
- безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре
розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:
SO2+H2O=H2SO3
Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Ця
кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2SO3, CaSO3) і
гідросульфіти (NaHSO3, Ca(HSO3)2). Останні не стійки, переходять у
піросульфіти.
Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем
2SO2+O2=2SO2, яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для
одержання SO3 і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція
практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах
реагують з галогенами KMnO4, K2Cr2O7:
Na2SO3+I2+H2O=Na2SO4+2HI
Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:
SO3+H2O=H2SO4
Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na2SO4
– сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що
стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:
Zn+H2SO4(p)=ZnSO4+H2
У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як
окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів.
Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних
умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з
благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI)
відновлюється до +4 (SO2):
Cu+2H2SO4(k)=CuSO4+SO2+2H2O
Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або
навіть до H2S:
4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O
(SO2, S)
Як сильна і нелетка кислота H2SO4 витісняє чимало інших кислот з їх
солей:
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
KNO3+H2SO4=KHSO4+HNO3
Більшість солей H2SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4, SrSO4,
PbSO4, малорозчиниий CaSO4.
Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na2SO3,
NaHSO3, Ca(HSO3)2 використовують при добуванні целюлози з деревини.
Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота –
використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.
Азот.
За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У
сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5.
Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу
електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної
оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь
окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають
перегонкою рідкого повітря.
У молекулі N2 атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія
зв’язку зумовлює високу
|
