Размер шрифта: A A A
Цвета сайта: Ц Ц Ц
Изображения Вкл. Выкл.
Мы - профессионалы будущего!
Подробнее
Наш Лицей - ЛУЧШИЙ !!!
Красота спасёт мир!
Подробнее
Волонтёры Победы
Подробнее
Наш Лицей - дорога в Будущее!
Наш Лицей - дорога в Будущее!
Подробнее
Наш лицей - ЛУЧШИЙ !!!
Подробнее

Неметаллы

НЕМЕТАЛЛЫ

Принято делить химические элементы на металлы и неметаллы с учётом физических и химических свойств простых веществ.

Металлы обычно твёрдые, пластичные вещества, обладают характерным блеском, хорошо проводят тепло и электричество.

Неметаллы объединяет то, что электричество они проводят гораздо хуже, чем металлы. Отличие проявляется и в свойствах сложных веществ.

Неметаллы весьма разнообразны по свойствам. Углерод в форме графита – хороший проводник тепла и электричества, но, в отличие от металлов, хрупкий и не куётся. Твёрдые вещества с металлическим блеском: C, Si, As

 Неметаллы дают кислотные оксиды (например, CO2) или несолеообразующие оксиды (например, NO), в растворах они присутствуют обычно в виде анионных форм (например, S2– и SO42–).

Металлам в низких степенях окисления отвечают основные оксиды, основания и катионные формы в растворах (например, Fe2+).

В Периодической таблице можно провести условную границу между металлами и неметаллами. Она проходит по p-элементам от бора к астату. Неметаллы располагаются правее и выше этой границы. Обычно к ним относят 22 элемента: 6 инертных газов (от He до Rn), водород H и 5 галогенов (от F до At), 4 халькогена (от O до Te), в V группе: N, P, As, в IV группе: C, Si, в III группе: B. Условно водород иногда относят к VII группе.

В таблице указаны также относительные электроотрицательности элементов (ОЭО), характеризующие полярность связи и активность неметалла: II

III

IV

V

VI

VII

VIII

H

2,2

He

(Be)

B

2,0

C

2,5

N

2,9

O

3,4

F

3,8

Ne

(Al)

Si

2,0

P

2,25

S

2,6

Cl

3,0

Ar

(Ge)

As

2,2

Se

2,5

Br

2,85

Kr

(Sb)

Te

2,2

I

2,5

Xe

(Po)

At

Rn

                                   

 

 

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА И СТРОЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ При 25°С и 1 атм He, Ne, Ar Kr, Xe, Rn – газы, состоящие из одноатомных молекул.

Из двухатомных молекул состоят галогены в газе (F2, Cl2), жидком состоянии (Br2) и в кристаллах (I2). Так как молекулы лёгкие и слабо взаимодействуют друг с другом, бром и йод легко испаряются. При обычных условиях двухатомными газами являются также водород, кислород и азот: H2, O2, N2.

Остальные неметаллы – твёрдые. Они могут существовать в формах (модификациях), отличающихся своим строением. Напомню, это явление называют полиморфизмом. Так, углерод известен в виде графита, алмаза и других форм, фосфор – в белой, красной, чёрной и других формах.

Модификации, имеющие молекулярное строение – обычно легкоплавкие, летучие, хорошо растворяются в неполярных органических растворителях: белый фосфор P4, жёлтый мышьяк As4, ромбическая сера S8, красный селен Se8.

Более прочны немолекулярные модификации. В серых селене и теллуре система химических связей распространяется в одном пространственном измерении (D=1), в графите, чёрном фосфоре и сером мышьяке D=2, в алмазе, кремнии и боре D=3. Увеличение D способствует снижению химической активности.

Химическая связь в простых веществах неметаллов: ковалентная, так как их атомы обладает высокой электроотрицательностью. Электроны соседних атомов создают общую электронную пару, а в пространстве между ядрами создаётся область повышенной электронной плотности.

Различают сигма-связь (σ-связь), когда эта область лежит на линии, соединяющей ядра, и пи связь (π-связь), когда она находится в стороне.

π-связь обычно менее прочна, чем σ-связь и образуется, когда линия ядро-ядро уже занята σ-связью. Если в соединении есть двойная связь, то одна из них σ-, другая π-. В случае тройной связи есть одна σ- и две π-связи.

 

πp-p-связь

σs-s-связь

 

σp-p-связь

являются связи:

Наименее прочна связь F–F: 159 кДж/моль при длине 142 пм. Это одна из причин высокой химической активности фтора (наряду с молекулярным строением и большим сродством к электрону у атома).

В кислороде O2 – двойная связь, а в азоте N2 – очень прочная тройная (946 кДж/моль, 110 пм), что определяет его низкую реакционноспособность.

 ПОЛУЧЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ

Инертные газы (кроме радона) содержатся в атмосфере и их получают сжижением и перегонкой воздуха при очень низких температурах. В атмосфере, как вы знаете, содержатся O2 и N2. В земной коре в самородном состоянии встречаются также C и S. Остальные неметаллы можно получить только из сложных соединений.

Если в соединении неметалл находится в отрицательной степени окисления, то получить его в виде простого вещества можно действием окислителя:

N–3H3 + O2 N2 + H2O,

H2S–2 + O2 S + H2O,

KI–1 + FeCl3 I2 + KCl + FeCl2,

HCl–1 + KMnO4 Cl2 + KCl + MnCl2 + H2O,

KBr–1 + MnO2 + H2SO4 Br2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O.

Если в соединении неметалл находится в положительной степени окисления, то получить его в виде простого вещества можно действием восстановителя:

Si+4O2 + Mg Si + MgO,

Na2S+4O3 + H2S + H2SO4 S+ Na2SO4 + H2O,

KCl+5O3 + I2 Cl2 + KIO3.

Восстановление и окисление можно проводить также, пропуская электрический ток через раствор или расплав –

1) анодное окисление (A+, анод):

2H2O–2 – eO2+ 4H+ (раствор),

2Cl–2eCl2↑ (раствор или расплав),

2F– 2eF2↑ (расплав);

2) катодное восстановление (K, катод):

2H+12O + 2eH2+ 2OH.

Некоторые неметаллы могут быть получены термическим разложением сложных веществ:

H–H

74 пм

454 кДж/моль

С–C в алмазе

154 пм

348 кДж/моль.

 

C12H22O11 (сахар) → C + H2O,

KClO3 (катализатор MnO2) → O2+ KCl,

NH4NO2 N2 + H2O.

В таблице описано природное сырьё для каждого из неметаллов.

Неметалл

Природные источники

Способ получения

H2

Метан CH4, H2O

Нагревание метана с водяным паром, электролиз воды, в лаборатории –реакция цинка с серной кислотой или алюминия со щёлочью.

B

Бура Na2B4O7⋅10H2O

Перевод в борную кислоту, оксид бора, затем – его восстановление магнием.

С

Уголь, углеводороды

Неполное сгорание горючих веществ, в лаборатории –обугливание древесины, углеводов.

N2

Воздух

Перегонка жидкого воздуха при низких температурах, в лаборатории – прокаливание твёрдого NH4NO2 или смеси NaNO2 + NH4Cl.

O2

Воздух

Перегонка жидкого воздуха при низких температурах, в лаборатории – прокаливание KMnO4 или KClO3 с катализатором MnO2.

F2

Фторапатит Ca5(PO4)3F или флюорит CaF2

Обработка серной кислотой с отгонкой HF, перевод в K[HF2] и электролиз расплава.

Si

SiO2

Восстановление оксида магнием.

P

Апатиты всех видов Ca5(PO4)3(1/2СO3, OH, F)2

Обжиг с углем и песком и отгонка паров белого фосфора P4.

S8

Сульфиды и сероводород

Обработка сульфида железа сильной кислотой, затем – неполное окисление сероводорода.

Cl2

NaCl

Электролиз водного раствора или расплава, в лаборатории – реакция KMnO4 c HCl.

As

Реальгар AsS, аурипигмент As2S3, арсенопирит FeAsS, изоморфная примесь в сульфидах и фосфатах металлов

Отгонка из кислых растворов в форме арсина AsH3с его последующим разложением при нагревании.

Se

Изоморфная примесь в сульфидах и сульфатах металлов

Восстановление из кислородных соединений сернистым газом или сульфитом натрия.

Br2

KBr

Окисление хлором или электролиз, в лаборатории реакция с MnO2 в присутствии H2SO4.

 

Te

Анодные шламы цветной металлургии.

Восстановление из кислородных соединений сернистым газом или сульфитом натрия.

I2

KIO3, морская водоросль ламинария.

Разложение соединений при нагревании, электролиз, в лаборатории – реакция KI с MnO2в присутствии H2SO4.

He, Ne, Ar,

Kr, Xe

Воздух

Фракционная перегонка при низких температурах.

 

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ. Поскольку у неметаллов высокая электроотрицательность, их простые вещества могут выступать окислителями.

При этом восстановителями могут быть –

а) металлы: O20 + Mg MgO–2 (оксид магния),

N20 + Li Li3N–3 (нитрид лития),

S0 + Zn ZnS–2 (сульфид цинка);

б) менее активные неметаллы: O20 + CCO2–2,

O20 + P P2O5–2,

O20 + S SO2–2,

в) сложные вещества: O20 + C2H5OH CO2–2 + H2O–2,

Br20 + Ni(OH) 2 + KOH KBr–1 + Ni2O3xH2O.

Степень окисления, в которую при этом переходит неметалл-окислитель, легко определить по правилу n–8, где n – номер группы.

Неметаллы бывают восстановителями только в реакциях с более активными неметаллами:

H20 + N2 NH3+1,

S0 + F2 S+6F6,

 

а также с сильными окислителями:

P0 + KClO3 (при ударе) → P2+5O5 + KCl,

S0 + KNO3 (при нагревании) → KNO2 + S+4O2.

Углерод при высоких температурах способен восстанавливать даже некоторые оксиды металлов, например, кокс – железную руду:

0 + Fe2O3 = 3C+2O + Fe.

Эта реакция возможна за счёт образования газообразного продукта CO.

При взаимодействии с водой ряда наиболее активных неметаллов происходит их диспропорционирование:

Cl20 + H2O HCl–1 + HOCl+1,

I20 + H2O HI–1 + HIO3+5.

Однако эти реакции идут в незначительной степени и равновесия сильно смещены влево.

Поскольку в реакциях образуются кислоты, можно добиться смещения равновесия введением щёлочи:

Cl20 + 2NaOH = NaCl–1 + NaOCl+1 + H2O.

При нагревании раствора устойчивее более высокие степени окисления галогенов:

Cl20 + KOH (раствор, нагревание) → KCl–1 + KClO3+5 (бертолетова соль).

По такой же схеме (с диспропорционированием) при нагревании в щелочах растворяются и некоторые менее активные неметаллы:

3S0 + 3NaOH = 2Na2S–2+ Na2S+4O3,

2P0 + 2NaOH + H2O = P–3H3+ Na2[P+3O3H].

Неметаллы с минимальной электроотрицательностью растворяются в щелочах с выделением водорода:

Si0 + 2NaOH + 2H+12O = Na2[H2Si+4O4] + 2H02↑.

Углерод реагирует с водяным паром только выше 900 °С:

C0 + H+12O = C+2O + H02.

Во фторе вода горит с выделением кислорода:

F20 + H2O–2 = HF–1 + O02.

СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ С ВОДОРОДОМ

Из-за высокой прочности молекул водорода при комнатной температуре с ним реагирует только фтор (со взрывом):

H2 + F2 2HF (фтороводород).

При нагревании взрывают также смеси H2 с Cl2 и с O2:

2H2 + O2 (гремучая смесь) → 2H2O.

Активно идёт взаимодействие с Br2 и H2. В остальных случаях реакция идёт с трудом или вообще не идёт. Тем не менее, для связывания атмосферного азота в аммиак применяют следующий процесс:

N2 + 3H2 2NH3.

Его обычно проводят при 500 °С и 300 атм, используют катализатор (губчатое железо с активирующими добавками). При этих условиях равновесие смещено влево, но аммиак легко извлечь из смеси, пропустив её через воду.

Часто прямая реакция неметалла с водородом вообще невозможна, а соединение получают косвенным путём:

Mg2Si + HCl = MgCl2 + SiH4↑.

Все соединения неметаллов с водородом состоят из молекул.

СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ С КИСЛОРОДОМ Кислород является вторым по электроотрицательности элементом, и в соединениях с его участием все неметаллы, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления.

Максимальная степень окисления неметалла равна числу электронов на валентных подуровнях, то есть номеру группы Периодической системы. Групповую степень окисления не проявляют только F, At и инертные газы от He до Kr.

К кислородным соединениям относят оксиды, отвечающие им кислоты (гидроксиды) и соли этих кислот.

ПРИМЕР.

N2O5 – оксид азота (+5) или азотный ангидрид – групповая степень окисления,

HNO3 – азотная кислота или гидроксид азота (+5) NO2(OH),

KNO3 – нитрат калия (соль азотной кислоты).

Д/З – записать в тетрадь все химические уравнения взаимодействие неметаллов с металлами, с водой, с неметаллами.

  • 8 (84579) 52083
    8 (84579) 51939
  • Создание сайтов — Смарт-Лайн

    Яндекс.Метрика