Химические свойства неметаллических элементов (Himiya)

Посмотреть архив целиком

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 звязок 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 звязані між собою хімічними звязками: 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, камяна 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 звязків 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:


Случайные файлы

Файл
11606.rtf
18427-1.rtf
107267.doc
BSSR50.doc
132069.rtf




Чтобы не видеть здесь видео-рекламу достаточно стать зарегистрированным пользователем.
Чтобы не видеть никакую рекламу на сайте, нужно стать VIP-пользователем.
Это можно сделать совершенно бесплатно. Читайте подробности тут.