Химия. 11 класс. Шиманович И.Е. и др.

2-е изд., перераб. - Минск: Народная асвета, 2008. - 367 с.

Учебное пособие для 11-го класса общеобразовательных учреждений с русским языком обучения с 12-летним сроком обучения (базовый и повышенный уровни).

Формат: pdf

Размер: 190 Мб

Скачать: yandex.disk

СОДЕРЖАНИЕ
От авторов 3
Глава I. Важнейшие классы неорганических веществ
§ 1. Важнейшие классы и номенклатура неорганических веществ 5
§ 2. Взаимосвязь между классами неорганических соединений 11
* Практическая работа 1. Решение экспериментальных задач по теме «Свойства и взаимосвязь веществ основных классов неорганических соединений» 15
Глава II. Основные понятия и законы химии
§ 3. Вещества. Атомы. Химические реакции 16
§ 4. Химическое вещество 19
§ 5. Количественные характеристики вещества 23
§ 6. Стехиометрические расчеты в химии 28
§ 7. Газообразное состояние веществ 34
§ 8. Законы газового состояния 39
§ 9. Решение задач по теме «Основные понятия и законы химии» 42
Глава III. Строение атома и периодический закон
§ 10. Строение атома 47
§11. Состояние электрона в атоме 52
§ 12. Электронные конфигурации атомов 58
§ 13. Периодический закон и периодическая система химических элементов 62
§ 14. Периодичность изменения свойств атомов химических элементов и их соединении 66
§ 15. Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе и строению атома 70
Глава IV. Химическая связь и строение вещества
§ 16. Природа и типы химической связи. Ковалентная связь 74
§ 17. Кратные связи. Полярная и неполярная ковалентная связь 78
§ 18. Механизмы образования ковалентной связи 82
Лабораторный опыт I (*1). Составление моделей молекул с ковалентным типом химической связи 86
*§ 19. Свойства ковалентной связи
§ 20. Понятие о стереохимии. Атомные кристаллические решетки 89
*§ 21. Гибридизация атомных орбиталей 91
*§ 22. Пространственное строение молекул 94
§ 23. Валентность и степень окисления 98
§ 24. Ионная связь. Металлическая связь 102
§ 25. Межмолекулярное взаимодействие 108
Глава V. Химические реакции
§ 26. Классификация химических реакций
§ 27. Тепловой эффект химической реакции
*§ 28. Термохимические расчеты 123
§ 29. Скорость химических реакций 126
§ 30. Факторы, влияющие на скорость химической реакции 129
Лабораторный опыт 2. Исследование действия разбавленных серной и уксусной кислот на цинк j 30
Лабораторный опыт 2 (*3). Исследование влияния температуры и концентрации кислоты на скорость взаимодействия цинка и соляной кислоты -
§ 31. Обратимые химические реакции 135
§ 32. Окислительно-восстановительные реакции 140
Практическая работа 1 (*2). Химические реакции 144
* Практическая работа 3. Окислительно-восстановительные реакции 145
Глава VI. Химия растворов
§ 33. Растворение как физико-химический процесс 147
*Лабораторный опыт 4. Получение сульфата меди(П) из медного купороса... 149
§ 34. Электролитическая диссоциация веществ в растворах 154
§ 35. Реакции ионного обмена в водных растворах 159
* Лабораторный опыт 5. Реакции ионного обмена 161
§ 36. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации 162
Лабораторный опыт 3 (*6). Определение рН раствора с помощью индикатора 164
*§ 37. Гидролиз солей 167
*Лабораторный опыт 7. Гидролиз солей. Испытание растворов солей индикатором 169
*§ 38. Гидролиз солей, содержащих многозарядные катионы и анионы 170
Практическая работа 2 (* 4). Изучение свойств кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации 173
* Практическая работа 5. Решение экспериментальных задач по теме «Химия растворов » 174
*Глава VII. Комплексные соединения
§ 39. Основные представления о строении комплексных соединений 177
* Лабораторный опыт 8. Образование комплексных соединений меди, цинка, железа 180
§ 40. Классификация, номенклатура и устойчивость комплексных соединений... 181
*Практическая работа 6. Изучение комплексных соединений 185
Глава VIII. Неметаллы
§ 41. Общая характеристика неметаллов 187
§ 42. Водород 190
Лабораторный опыт 4 (*9). Испытание индикатором растворов водородных соединений неметаллов 193
§ 43. Галогены 195
§ 44. Соединения галогенов и их свойства 199
Лабораторный опыт 5 (* 10). Обнаружение хлорид-ионов (*галогенид-ионов) в растворе 201
§ 45. Кислород и сера - р-элементы VIA-группы 203
§ 46. Водородные соединения кислорода и серы 209
§ 47. Кислородсодержащие соединения серы 213
Лабораторный опыт 6 (*//). Исследование химических свойств разбавленного раствора серной кислоты 215
* Лабораторный опыт 12. Обнаружение сульфат- и сульфид-ионов в растворах -
§ 48. Понятие о выходе продукта химической реакции 219
§ 49. Азот и фосфор - р-элементы VA-группы 221
§ 50. Аммиак. Соли аммония 226
Лабораторный опыт 7(*13). Обнаружение ионов аммония в растворе 228
* Практическая работа 7. Получение аммиака и изучение его свойств 230
*§ 51. Оксиды азота. Азотистая кислота -
§ 52. Азотная кислота. Нитраты 233
§ 53. Кислородсодержащие соединения фосфора 238
Лабораторный опыт 8 (* 14). Обнаружение фосфат-ионов в растворе 241
§ 54. Минеральные удобрения 242
§ 55. Углерод и кремний - р-элементы IVA-группы 245
§ 56. Оксиды углерода и кремния 250
§ 57. Угольная и кремниевая кислоты. Карбонаты и силикаты 255
Лабораторный опыт 9 (*15). Превращение гидрокарбоната кальция в карбонат кальция 256
Практическая работа 3(*8). Решение экспериментальных задач по теме «Неметаллы» 260
Глава IX. Металлы
§ 58. Металлы как химические элементы 262
§ 59. Простые вещества металлы 265
§ 60. Общие химические свойства металлов 270
Лабораторный опыт 10 (* 16). Взаимодействие металлов с растворами кислот 272
*§ 61. Свойства оксидов и гидроксидов металлов 274
Лабораторный опыт 11 (* 17). Обнаружение ионов бария в растворе 277
*§ 62. Электрохимические процессы. Электролиз 278
*§ 63. Химические источники тока 284
§ 64. Коррозия металлов 288
§ 65. Общие способы получения металлов 293
§ 66. Металлы IA- и ПА-групп 296
§ 67. Алюминий 303
Лабораторный опыт 12(* 18). Амфотерные свойства гидроксида алюминия. .. 306
§ 68. Металлы В-групп 308
* Лабораторный опыт 19. Восстановление соединений марганца(УП) в кислой, щелочной и нейтральной средах 311
§ 69. Железо 313
Лабораторный опыт 13(*20). Обнаружение ионов железа Fe3+ и Fe2+ в растворах 317
§ 70. Медь 320
Практическая работа 4 (*9). Решение экспериментальных задач по теме «Металлы» 324
Глава X. Обобщение знаний по курсу неорганической химии
*§ 71. Важнейшие химические понятия и законы 326
*§ 72. Периодичность изменения свойств простых и сложных веществ 332
* Практическая работа 10. Получение и свойства неорганических соединений 339
§ 73. Неорганические вещества в повседневной жизни человека 340
§ 74. Химия и сельское хозяйство 345
Практическая работа 5 (*11). Распознавание минеральных удобрений 349
§ 75. Химия и промышленность 350
Предметный указатель 354
Ответы на расчетные задачи 359

Описание методической разработки урока по химии

1.Район: Кукморский

2 Ф.И.ОГалимова Суфия Хатимовна

3.Номинация: Методические материалы для обучающихся на средней ступени образования

4. Название:Водородные и кислородные соединения неметаллов

5.Аннотация:

Данная методическая разработка была применена на уроках химии в 11 классах.

Цель: создать условия для формирования критического стиля мышления в процессе обучения химии и помочь самореализоваться учащимся на уроке химии.

Новизна заключается в комбинировании элементов традиционной методики преподавания химии, информационных технологий критического мышления с использованием сингапурских структур обученияВнедрение сингапурских структур в обучении химии способствует усилению мотивации учебной деятельности.

Структура урока помогает формированию критического стиля мышления в процессе обучения химии, развития умений понимать скрытый смысл сообщения, развития навыков самостоятельной работы с учебным материалом.На уроке учащиеся получают творческий импульс и умение радоваться постоянно расширению собственных познавательных горизонтов. Это качество развивается подчас непросто, но, возникнув, способно увлекать желанием не сидеть, сложа руки, все время действовать. И, наверное, главное, что волнует в юношеском возрасте – потребность в общении, познании себя и своих возможностей. Указанные факторы значимые для учащихся, позволяют педагогу использовать их как действенное средство повышения учебной активности ребят и усиления успешности.
Данная методическая разработка урока апробирована на уровне школы. Была использована компьютерная презентация.

Приложение: тестовые задания по теме «Неметаллы» из ЕГЭ.

Урок химии в 11 классе

Тема урока: Водородные и кислородные соединения неметаллов.

Технология обучения: технология критического мышления с использованием сингапурских структур обученияКУИЗ-КУИЗ-ТРЭЙД, МИКС-ФРИЗ-ГРУП,СИМАЛТИНИУС РАУНД ТЭЙБЛ

Форма урока: работа в парах и в группах по 4 человек

Оборудование:раздаточный материал для учащихся с вопросами из ЕГЭ,периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева;текст « Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая характеристика их свойств»,компьютерная презентация, тестовые задания по теме «Неметаллы» из ЕГЭ.
Цели урока:дидактические –создать условия для формирования критического стиля мышления в процессе обучения химии, развития умений понимать скрытый смысл того или иного сообщения;развития навыков самостоятельной работы с учебным материалом и информацией;

образовательные –создать условия учащимся для обобщения знаний о водородных соединениях неметаллов, оксидах и гидроксидах неметаллов; показать взаимосвязь строения веществ и их свойств;

развивающие – помочь самореализоваться учащимся на уроке;

воспитательные – самосовершенствование личностных качеств ученика и развитие способности принимать решение.

Ход урока:

I.Организационный момент.

II.Актуализация знаний.

Буквенный тест. Выберите букву, соответствующую правильному ответу, и прочтите фразу-напутствие на сегодняшний урок.

1.Где расположены химические элементы – неметаллы в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:

У) в главных подгруппах;Ф) в побочных подгруппах;Х) в главных и побочных подгруппах?

2.Какая электронная формула отражает строение атома неметалла:

Г)…2s 1 Д) …3s 2 3p 5 E) …4s 2 ?

3.Какой из атомов неметаллов не может переходить в возбужденное состояние:

А) азотБ) хлорВ) сера?

4. Молекула аллотропного видоизменения кислорода – озона:

Х) одноатомнаЦ) полимернаЧ) трехатомна

5. Какой вид химической связи в простых веществах, образованных атомами неметаллов:

Ж) ковалентная полярнаяЗ) ионнаяИ) ковалентная неполярная?

6. Какой тип кристаллической решетки у (Si)n:

А) молекулярнаБ) ионнаяВ) атомная?

7. Какую степень окисления имеет азот в соединении HNO3:

П) +3Р) +5С) -3?

8. Какой из перечисленных элементов обладает наиболее ярко выраженными окислительными свойствами:

А) кислородБ) хлорВ) сера?

9. Как изменяется химическая активность неметаллов в периоде:

А) уменьшаетсяБ) увеличиваетсяВ) не изменяется?

10.Как изменяются кислотные свойства водородных соединений неметаллов в ряду: NH 3 – H 2 S – HCl:

Н) ослабеваютО) усиливаютсяП) не изменяются?

11.Какой из перечисленных оксидов обладает наиболее ярко выраженными кислотными свойствами:

Р) SiO 2 C) P 2 O 5 T) Cl 2 O 7 ?

12. Какая из перечисленных кислот самая сильная:

Е) HClO 4 Ж) H 2 SO 4 З) H 3 PO 4 ?

13.С каким настроением Вы пришли на урок:

!) хорошим -) плохим?) отвратительным?

Ответ: Удачи в работе! Слайд №1

III .Получение новых знаний и умений

1.Какова же тема нашего урока?

Чтобы сформулировать тему урока, предлагаю структуруКУИЗ-КУИЗ-ТРЭЙД.(Таймер. 3минуты)

аммиак – …. ,бромоводород – …. , вода – …., силан – …. , йодоводород – …, кварц – …. , «лисий хвост» – …. , метан – …. сернистый газ – …. , серный ангидрид – …. , сероводород – …. , угарный газ – …. , углекислый газ – …. , фтороводород – …. , фосфин – …. , хлороводород – …. .

Учащиеся записываютв своих тетрадях тему урока.Слайд№2

2. Самостоятельная работа с новой информацией.Изучение текста.

1.Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая характеристика их свойств.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO 2 , N 2 O 5), а других – более низкую (например, SO 2 , N 2 O 3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO 3 сильнее азотистой HNO 2 , а серная кислота H 2 SO 4 сильнее сернистой H 2 SO 3 .

2.Характеристики кислородных соединений неметаллов

Свойства высших оксидов (т.е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются. Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблице.

3.Нелетучие водородные соединения. Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки.С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливается. Это объясняется тем, что ионы кислорода имеют свободные электронные пары, а ионы водорода – свободнуюорбиталь, то происходит процесс, котроый выглядит следующим образом:H 2 O + HF = H 3 O + + F – Фтороводород в водном растворе отщепляет положительные ионы водорода, т.е. проявляет кислотные свойства. Этому процессу способствует и другое обстоятельство: ион кислорода имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода – свободную орбиталь, благодаря чему образуется донорно-акцепторная связь.При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. А так как ионы азота имеют неподеленную электронную пару, а ионы водорода – свободную орбиталь, возникает дополнительная связь и образуются ионы аммония NH 4 + и гидроксид-ионы ОН - . В результате раствор приобретает основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:H 2 O + NH 3 = NH4 + + OH - Молекулы аммиака в водном растворе присоединяют положительные ионы водорода, т.е. аммиак проявляет основные свойства.

Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора – фтороводород HF – в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем хлороводородная. Это объясняется тем, что радиусы ионов фтора значительно меньше, чем ионов хлора. Поэтому ионы фтора гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т.е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты.

4.Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы:

1)В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2)В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

3)Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

4)Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается.

Учащиеся записывают новые идеи в своих тетрадях.Слайд№3

IV.Физкультминутка. МИКС-ФРИЗ-ГРУП (Таймер. 5минут)

Вопросы для физкультминутки: Слайд №4

1.Какая степень окисления атома углерода в углекислом газе? (4)

2.Сколько «квартир» имеет атом водорода в ПСХЭ Д.И.Менделеева? (2)

3. Сколько атомов водорода содержит молекула аммиака?(3)

V. Продолжение получения новых знаний и умений. Обсуждение в группах вопросов:

1.Как меняются свойства высших оксидов в периодах и главных подгруппах?

2.Почему серная кислота сильнее сернистой кислоты?

3.Как меняются в периодах кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов?

4. Почему фтороводородная кислота слабее хлороводородной кислоты?

VI.Закрепление полученных знаний.СИМАЛТИНИУС РАУНДТЭЙБЛ(Таймер.5 минут)

1.В состав вулканических газов входят водородные соединения НСl, NН 3 , Н 2 S. Составьте уравнения реакций их синтеза из простых веществ.

2. Как изменяется химическая активность галогеноводородов в ряду: HF–HCl–HВr–HI?

3.При пропускании газообразных кислотных оксидов (NO 2 , SO 2 , CO 2) в водные растворы щелочей образуются:а) нерастворимые основания; б) соли; в) кислоты; г) свободные неметаллы.

Отвечают на вопросы письменно.Ответы: Слайды №5,6.7

VII. Рефлексия.

Что нового узнали по пройденной теме?

Что хотели бы узнать?

VIII.Домашнее задание:Выполнить тестовые задания на тему «Неметаллы» (1-4 варианты)из ЕГЭ, повторить главу 7 «Простые вещества». Слайд №8

6. Приложение.

Тестовые задания «Неметаллы» (1-4 варианты)

А). N 0 Б).P 3- В).P 0 Г).N 3-

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы VIгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). C – N – P – As В). F – O – N - C

Б). Si – C – N - OГ).P – Si - C – B

А).CCl 4 Б).S 8 В).KBr Г).H 2 O

А). Р (белый) Б). Р (красный) В). графит Г). кремний

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых HF – HCl – HBr – HI:

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Неметалл, проявляющий в реакциях только окислительные свойства:

А).хлор Б).кислород В).азот Г). фтор

О 2 , Н 2 О Y

X→НNО 3 → Н 2 SО 4

А). NО 2 , S В).NО, SО 3

Б). N 2 ,Nа 2 SО 4 Г).NО 2 ,Nа 2 SО 4

9. Простое вещество – углерод – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). CO 2 , O 2 , Cl 2 B). Fe, NaOH, HCl

Б). CO 2 , CO, H 2 OГ). H 2 , O 2 , H 2 O

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).мало растворим в воде; б). горюч; в). реагирует с щелочами с образованием кислых и средних солей?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Гидроксид натрия NаОH реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). Cl 2 ,ZnБ).FeCl 3 , Mg(OH) 2 В). SO 3 , KClГ).Al 2 O 3 , Cu

В1. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и свойством азота, которое он проявляет в этой реакции

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВА АЗОТА

А). NH 4 HCO 3 = NH 3 + H 2 O + CO 2 1). окислитель

Б). 3ZnO + 2NH 3 = N 2 + 3Zn + 3H 2 O 2).восстановитель

В). 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O 3).и окислитель, и восстановитель

Г). 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 4).ни окислитель, ни восстановитель

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). NO

Б).несолеобразующий2). CaO

В).основный 3). CrO 3

Г).амфотерный 4). ZnO

В3. Для полной нейтрализации 9г технического гидроксида натрия потребовалось 98г серной кислоты с массовой долей Н 2 SО 4 10%. Вычислите массовую долю примесей в образце NаОН.

Ответ: 11,1%

HI + H 2 SO 4 → …H 2 S + …

С2. Смесь 5,92г порошкообразных меди и железа сожгли в 5,6л хлора. Определите массовую долю меди в исходной смеси, если оставшийся в избытке хлор смог выделить йод из 170,8мл 20%-ного раствора йодида калия с плотностью 1,166г/мл. Ответ: 43%

HNO 2 t +Li + H 2 O + O 2 (Pt) + O 2

NH 3 → X 1 → X 2 → X 3 → X 4 → X 5 → X 6

H 2 O - LiOH – H 2 O

Часть А. Выберите один правильный ответ

1.Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 соответствует частице, обозначение которой:

А). S 0 Б).Al 3+ В).S 4+ Г).Si 0

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы Vгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). ЭО 2 и Н 2 ЭО 3 В).ЭО 3 и Н 2 ЭО 4

Б). Э 2 О 5 и НЭО 3 Г). Э 2 О 7 и НЭО 4

3. Окислительные свойства ослабевают в ряду элементов:

А). P – N – O – F В).Cl – S – P - As

Б). Br – Cl – F - IГ).B – C - N – P

4. Ковалентная неполярная связь образуется в соединении, формула которого:

А).PH 3 Б).NaI В).O 2 Г).SO 2

А).йод В). кислород

Б).графит Г). азот

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых N 2 О 5 – Р 2 О 5 –As 2 О 5:

А).не изменяются В). изменяются периодически

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Фосфор проявляет окислительные свойства при реакции с:

А).серой В). кальцием

Б).хлором Г). кислородом

8. Определите вещества Xи Y в следующей последовательности превращений:

S→ X →ВаSО 4

А). SО 2 , Ва(NО 3) 2 В). Н 2 S, Ва

Б). SО 2 ,Ва(ОН) 2 Г).Н 2 SО 4 , ВаCl 2

9. Простое вещество – сера – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). Na, O 2 , НClB).K, Na 2 SO 4 , Zn

Б). O 2 , Mg, H 2 Г). Al, O 2 , H 2 O

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).очень хорошо растворим в воде; б). не реагирует с кислотами; в). реагирует с щелочами с образованием одной средней соли?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Карбонат бария ВаСО 3 реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). KOH, Н 2 SО 4 Б).NaCl, CuSO 4 В).CO 2 , CH 3 COOHГ).NaHCO 3 , HNO 3

B1.Установите соответствие между схемой изменения степени окисления элементов и уравнением окислительно-восстановительной реакции, в которой это изменение происходит

СХЕМА ИЗМЕНЕНИЯ УРАВНЕНИЕ ОВР

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

А). S +6 → S -2 1). MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Б).S 0 → S +6 2). 4Zn + 5H 2 SO 4 = H 2 S + 4ZnSO 4 + 4H 2 O

В).Cl - → Cl 0 3). 2KMnO 4 + S = K 2 SO 4 + 2MnO 2

Г). Cl 0 →Cl - 4). 2Cl 2 + 2H 2 O = 4HCl + O 2

5). HCl + NH 3 ∙H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

В2. Установите соответствие между типом оксида и его формулой

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). Fe 2 O 3

Б).несолеобразующий2). FeO

В).основный 3). Mn 2 O 7

Г).амфотерный 4). CO

В3. При взаимодействии 18г магнезита с соляной кислотой выделилось 4,48л газа. Вычислите массовую долю MgСО 3 в магнезите. Ответ: 93,3%

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

С + H 2 SO 4 → …SО 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

С2. Какой объём 34%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,37г/мл) потребуется для растворения кремния, полученного в результате прокаливания 20г оксида кремния (IV) с магнием. Ответ: 79,3мл

C3. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений:

C→CO→CO 2 →Na 2 CO 3 →CaCO 3 →Ca(HCO 3) 2 →CO 2

Часть А. Выберите один правильный ответ

1.Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует частице, обозначение которой:

А). Cl +7 Б).Cl 0 В).Cl - Г).Cl +5

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы IVгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). ЭО 2 и Н 2 ЭО 3 В).ЭО 3 и Н 2 ЭО 4

Б). Э 2 О 5 и Н 3 ЭО 4 Г). Э 2 О 7 и НЭО 4

3. Окислительные свойства усиливаются в ряду элементов:

А). S – O – F - Cl В).O – S – Se - Te

Б). Si – P – N - OГ). Cl – S - P – Si

А).CCl 4 Б).S 8 В).KBr Г).O 3

5. Молекулярное строение имеет следующее простое вещество:

А).алмаз В). Р (красный)

Б).кристаллическая сера Г). селен

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых SiО 2 – Р 2 О 5 –SO 3 –Cl 2 О 7:

А).не изменяются В). изменяются периодически

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Водород проявляет окислительные свойства при реакции с:

А).натрием В). азотом

Б).хлором Г). кислородом

8. Определите вещества Xи Y в следующей последовательности превращений:

А). KBr, NaBrВ).I 2 , NaBr

Б). I 2 , NaIГ).HI, NaI

9. Простое вещество – азот – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). Н 2 , O 2 , MgB). Na, KOH, H 2

Б). O 2 , Ca, H 2 OГ). H 2 , O 2 , HCl

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).ядовит; б). не реагирует с кислотами и щелочами; в). горит с образованием газа, вызывающего помутнение известковой воды?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Хлор реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). KOH, NaFБ).CaBr 2 , Ca(OH) 2 В). H 2 O, ZnOГ).FeCl 3 , Fe

В1. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления серы в ней

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ

А). 2Al + 3S = Al 2 S 3 1).от -2 до +4

Б). 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 2).от -2 до 0

В). 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 3).от 0 до -2

Г). H 2 S + Br 2 = S + Br 2 4). от +6 до +4

5).от +4 до +6

В2. Установите соответствие между типом оксида и его формулой

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). Cr 2 O 3

Б).несолеобразующий2). CrO

В).основный 3). CrO 3

Г).амфотерный 4). N 2 O

В3. Для обработки 55г известняка потребовалось 243г раствора соляной кислоты с массовой долей HCl 15%. Вычислите массовую долю карбоната кальция в природном известняке. Ответ: 90,9%

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Р + H 2 SO 4 → …SО 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

С2. Какого состава образуется соединение и какова его массовая доля в растворе, полученном при растворении в 250 г 28%-ного раствора гидроксида калия всего газа, полученного при сжигании 28л метана. Ответ: 40,9%

C3. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений:

SiO 2 →Si→Ca 2 Si→SiH 4 →SiO 2 →Na 2 SiO 3 →H 2 SiO 3

Часть А. Выберите один правильный ответ

1.Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует частице, обозначение которой:

А). S 2- Б).S +4 В).O 2- Г).Cl 0

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы VIIгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). ЭО 2 и Н 2 ЭО 3 В).ЭО 3 и Н 2 ЭО 4

Б). Э 2 О 5 и Н 3 ЭО 4 Г). Э 2 О 7 и НЭО 4

3. Окислительные свойства усиливаются в ряду элементов:

А). Br – Cl – F - I В).Mg – Al – P - Si

Б). Se – S – P - SiГ). P – N - O – F

4. Ковалентная полярная связь образуется в соединении, формула которого:

А).NH 3 Б).S 8 В).KBr Г).Na 2 O

5. Атомное строение имеет следующее простое вещество:

А).бром В). бор

Б).озон Г). сера

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых HI - HBr- HCl - HF:

А).не изменяются В). изменяются периодически

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Сера проявляет восстановительные свойства при реакции с:

А).фосфором В). углеродом

Б).хлором Г). водородом

8. Определите вещества Xи Y в следующей последовательности превращений:

А). Na 2 SiО 3 , CuO В). Н 2 , CuO

Б). Н 2 , Cu(OH) 2 Г).Na 2 SiО 3 ,Cu(OH) 2

9. Простое вещество – хлор – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). СН 4 , O 2 , HClB). Na, FeCl 2 , H 2

Б). N 2 , C 2 H 4 , H 2 OГ). Ne, C 2 H 2 , Ca

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).окрашен; б). обесцвечивает бромную воду; в). реагирует с щелочами с образованием двух средних солей?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Углекислый газ СО 2 реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). H 2 O, KClБ).K 2 SO 4 , Ba(OH) 2 В). Ba(OH) 2 , SiO 2 Г).CaCO 3 ,KOH

В1. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления азота в ней

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

А).4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O 1).от +5 до +4

Б). 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O= 4HNO 3 2).от 0 до -3

В). 4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 +2H 2 O 3).от +4 до +5

Г). 6Li + N 2 = 2Li 3 N 4).от-3до 0

5).от-3 до +2

6).от 0до +3

В2. Установите соответствие между типом оксида и его формулой

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). MnO

Б).несолеобразующий2). SiO

В).основный 3). SiO 2

Г).амфотерный 4). MnO 2

В3. Для взаимодействия 9г технического образца кремния потребовалось 250г 10%-ного раствора гидроксида натрия. Вычислите массовую долю примесей в образце кремния.

Ответ: 2,8%

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

HBr + H 2 SO 4 → …SО 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

С2. Сероводород, выделившийся при взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с 1,44г магния, пропустили через 160г 1,5%-ного раствора брома. Определите массу, выпавшего при этом осадка и массовую долю кислоты в образовавшемся растворе. Ответ: 0,48г; 1,52%

C3. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений:

H 2 S→S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →Na 2 SO 4 →BaSO 4

Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений, в большинстве которых неметалл имеет низшую степень окисления.

Среди приведенных веществ много тех, свойства, применение и получение которых вы изучали ранее: метан СН 4 , аммиак NH 3 , вода Н 2 O, сероводород H 2 S, хлоро-водород НСl.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом, т. е. синтезом:

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость).

!!! Боран (моноборан) ВH 2 в индивидуальном состоянии не выявлен. Известны другие бораны: предельные и непредельные. Метан и силан - простейшие водородные соединения углерода и кремния.

Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание - гидрат аммиака NH 3 Н 2 O.

При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: H 2 S, H 2 Se, Н 2 Те, HF, НСl, HBr, HI.

Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например 2-го (NH 2 , Н 2 O, HF) или 3-го (РН 3 , H 2 S, НСL), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и соответственно ослаблении основных. Это связано с тем, что увеличивается полярность связи Э-Н (где Э - неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов HF, НСl, HBr, HI прочность связи Э-Н уменьшается, так как увеличивается длина связи. В растворах НСl, HBr, HI диссоциируют практически полностью - это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от HF к HI. При этом HF относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором - межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей:

Атомы водорода Н связаны с атомами фтора F не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

Общие формулы водородных соединений (гидридов)

Общие формулы водородных соединений по группам
Нелетучие водородные соединения			Летучие водородные соединения

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.

Проследим сначала, как изменяются свойства водородных соединений неметаллов в периодах слева направо. Так, например, рассмотрим свойства водородных соединений металлов 2-го периода – азота и фтора. Аммиак NH3 обладает основными свойствами, а фтороводород HF – кислотными. Такими же свойствами обладают водородные соединения элементов 3-го периода – фосфин PH3 и хлороводород HCl.

Следовательно, в периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливаются.

1) В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2) В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы (например, F-, Cl-, Br-, I-) всё слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода H+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода H+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

3) Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

4) Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путём нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается.

Биогенные амины и алкалоиды
К пищевым заболеваниям относятся заболевания людей, возникающие при потреблении продуктов питания с наличием в них опасных для человека микроорганизмов или ядовитых веществ. Пищевые отравле...

Список сокращений
1. БЕ – буферная емкость. 2. БР – блок подготовки и закачки реагента. 3. БРХ – блок реагентного хозяйства. ...

Выбор реактора для проведения реакции окисления сернистого ангидрида в серный ангидрид
Задание Обосновать выбор реактора для окисления SO2. Получить максимальную степень окисления SO2, если изменяются давление, начальная температура и начальная концентрация (Х...

Химические элементы - неметаллы

Химических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно представить нашу жизнь, особенно если вспомнить, что жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода.

Если в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы-неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Элементы-неметаллы: s-элемент – водород ; р-элементы 13 группы – бор ; 14 группы – углерод и кремний ; 15 группы – азот, фосфор и мышьяк , 16 группы – кислород, сера, селен и теллур и все элементы 17 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат . Элементы 18 группы – инертные газы , занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам.

Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.

Во внешнем электронном слое атомов неметаллов находится от трёх до восьми электронов.

Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства. Поэтому по сравнению с атомами металлов неметаллам характерны:

· меньший атомный радиус;

· четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне;

Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, т.е. своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары;

Самой первой научной классификацией химиче­ских элементов было деление их на металлы и не­металлы. Эта классификация не потеряла своей значимости и в настоящее время. Неметаллы - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы - инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершен­ный внешний электронный слой. Электронная кон­фигурация атомов этих эле­ментов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые раз­деляют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выража­ется в инертности) иногда относят к неметаллам, но лишь формально, по физи­ческим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких тем­ператур. Так, гелий Не переходит в жидкое состоя­ние при t° = -268,9 °С.

Инертность в химическом отношении у этих эле­ментов относительна. Для ксенона и криптона из­вестны соединения с фтором и кислородом: KrF 2 , XeF 2 , XeF 4 и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли вос­становителей. Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотри­цательности. Она изменяется в пределах от 2 до 4. Неметаллы - это элементы главных подгрупп, преимущественно p-элементы, исключение состав­ляет водород - s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) за­нимают в Периодической системе химических эле­ментов Д. И. Менделеева верхний правый угол, об­разуя треугольник, вершиной которого является фтор F, а основанием - диагональ B - At. Однако следует особо остановиться на двой­ственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруп­пах I и VII групп. Это не слу­чайно. С одной стороны, атом водорода подобно атомам ще­лочных металлов имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация 1s 1), который он способен отдавать, прояв­ляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисле­ния +1. Но отдача электрона атомом водорода про­исходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, для завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом во­дорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления -1 в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с га­логенами - галогенидам). Но присоединение одно­го электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

При обычных условиях водород Н 2 - газ. Его молекула, подобно галогенам, двухатомна. У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицатель­ности, которая закономерно изменяется в периодах и под­группах. Фтор - самый сильный окислитель, его атомы в хи­мических реакциях не спо­собны отдавать электроны, т. е. проявлять восста­новительные свойства. Другие неметаллы могут проявлять восстано­вительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в пери­одах и подгруппах их восстановительная способ­ность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

• Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.
• На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.
• Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.
• Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).
• Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.

Строение и физические свойства неметаллов

В простых веществах атомы неметаллов свя­заны ковалентной неполярной связью . Благода­ря этому формируется более устойчивая электронная си­стема, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в мо­лекулах водорода Н 2 , галоге­нов F 2 , Br 2 , I 2), двойные (на­пример, в молекулах серы S 2), тройные (например, в молекулах азота N 2) ко­валентные связи.

• Ковкость отсутствует
• Блеска нет
• Теплопроводность (только графит)
• Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.
• Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)

Агрегатное состояние:

• жидкость – Br 2 ;

В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

• газы – H 2 , O 2 , O 3 , N 2 , F 2 , Cl 2 ;
• жидкость – Br 2 ;
• твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода. Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии.

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями

Простые вещества - неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных усло­виях большинство таких веществ представляют со­бой газы (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , O 3) или твердые веще­ства (I 2 , P 4 , S 8), и лишь один-единственный бром (Br 2) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твер­дом состоянии они легкоплавки из-за слабого меж­молекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

2. Атомное строение. Эти вещества образо­ваны длинными цепями атомов (C n , B n , Si n , Se n , Te n). Из-за большой прочно­сти ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые измене­ния, связанные с разруше­нием ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энер­гии. Многие такие вещества имеют высокие тем­пературы плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы-неметаллы образуют несколь­ко простых веществ - аллотропных модифика­ций . Это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным соста­вом молекул (O 2 , О 3), и с разным строением кри­сталлов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо обртить внимание на их располо­жение в периодической системе элементов и опре­делить конфигурацию внешнего электронного слоя.

В периоде:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома уменьшается;
• число электронов внешнего слоя увеличивается;
• электроотрицательность увеличивается;
• окислительные свойства усиливаются;
• неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома увеличивается;
• число электронов на внешнем слое не изменя­ется;
• электроотрицательность уменьшается;
• окислительные свойства ослабевают;
• неметаллические свойства ослабевают.

Для большинства металлов, за редким исклю­чением (золото, медь и некоторые другие), харак­терна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ - неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: P, Se - желтые; B - ко­ричневый; O 2(ж) - голубой; Si, As (мет) - серые; Р 4 - бледно-желтый; I - фиолетово-черный с ме­таллическим блеском; Вr 2(ж) - бурая жидкость; С1 2(г) - желто-зеленый; F 2(r) - бледно-зеленый; S 8(тв) - желтая. Кристаллы неметаллов непластич­ны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Химических элементов-неметаллов всего 16! Со­всем немного, если учесть, что известно 114 элемен­тов. Два элемента-неметалла составляют 76 % массы зем­ной коры. Это кислород (49 %) и кремний (27 %). В атмосфе­ре содержится 0,03 % массы кислорода в земной коре. Не­металлы составляют 98,5 % массы растений, 97,6 % массы тела человека. Не­металлы C, H, O, N, S - биогенные элементы, ко­торые образуют важнейшие органические веще­ства живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород O 2 , азот N 2 , углекислый газ СO 2 , водя­ные пары Н 2 O и др.)

Окислительные свойства простых веществ - неметаллов

Для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Окислительные свойства неметаллов прояв­ляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами (металлы всегда восстановители):

Окислительные свойства хлора Cl 2 выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл Fe, который имеет в соединениях устойчивые степени окисле­ния +2 и +3, окисляется им до более высокой сте­пени окисления.

1. Большинство неметаллов проявляют окис­лительные свойства при взаимодействии с водоро­дом . В результате образуются летучие водородные соединения.

2. Любой неметалл выступает в роли окисли­теля в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицатель­ности:

Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окисли­тельные свойства.

Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя. Фтор F 2 - самый сильный окислитель из неме­таллов, проявляет в реакциях только окислитель­ные свойства.

3. Окислительные свойства неметаллы прояв­ляют и в реакциях с некоторыми сложными веще­ствами .

Отметим в первую очередь окислительные свой­ства неметалла кислорода в реакциях со сложны­ми веществами:

Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами - неорганическими (1, 2) и органическими (3, 4):

Сильный окислитель хлор Cl 2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III);

Хлор Cl 2 как более сильный окислитель вытес­няет йод I 2 в свободном виде из раствора йодида калия;

Галогенирование метана - характерная реак­ция для алканов;

Качественной реакцией на непредельные со­единения является обесцвечивание ими бромной воды.

Восстановительные свойства простых веществ - неметаллов

При рассмотрении реакций неметаллов друг с другом , что в зависимости от значения их элек­троотрицательности один из них проявляет свой­ства окислителя, а другой - свойства восстанови­теля.

1. По отношению к фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства.

2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислоро­дом.

В результате реакций образуются оксиды неме­таллов : несолеобразующие и солеобразующие кис­лотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: Cl 2 +1 O -2 , Cl 2 +4 O 2 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2 , Br 2 +1 O -2 , Br +4 O 2 -2 , I 2 +5 O 5 -2 , и др., которые по­лучают косвенным путем.

3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веще­ствами - окислителями:

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окис­лителем, и восстановителем. Это реакции само­окисления-самовосстановления (диспропорциони­рования):

Таким образом, большинство неметаллов мо­гут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстано­вительные свойства не присущи только фтору F 2).

Водородные соединения неметаллов

В отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов.

RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR

Общим свойством всех неметаллов является образо­вание летучих водородных соединений , в большинстве которых неметалл имеет низ­шую степень окисления. Среди приведенных формул веществ много тех, свойства, применение и получение которых вы из­учали ранее: CH 4 , NH 3 , H 2 O, H 2 S, HCl.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействи­ем неметалла с водородом , то есть синтезом:

Все водородные соединения неметаллов образо­ваны ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость). Для водородных соединений неметаллов харак­терно различное отношение к воде. Метан и си­лан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание NH 3 H 2 O. При растворении в воде сероводорода, селено­водорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCl, HBr, HI.

Если сравнить кислотно-основные свойства во­дородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго (NH 3 , H 2 O, HF) или третьего (PH 3 , H 2 S, HCl), то можно сделать вы­вод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э-Н (где Э - неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соеди­нений неметаллов одной подгруппы также отли­чаются. Например, в ряду галогеноводородов HF, HCl, HBr, HI прочность свя­зи Э-Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах HCl, HBr, HI диссоциируют практически полностью - это сильные кислоты, причем их сила уве­личивается от HF к HI. При этом HF относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором - межмолекулярным взаимодействием, образовани­ем водородных связей …H-F…H-F… . Атомы водо­рода связаны с атомами фтора F не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кис­лотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислот­ных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

По периоду в ПС химических элементов с увеличением порядкового номера элемента – неметалла усиливается кислотный характер водородного соединения.

SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl

Кроме рассмотренных свойств, водородные со­единения неметаллов в окислительно-восстанови­тельных реакциях всегда проявляют свойства вос­становителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

Водород

Водород - главный элемент Вселенной. Мно­гие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, ги­дросферу и литосферу, толь­ко 0,88 %. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое со­держание его только кажущее­ся, и из каждых 100 атомов на Земле 17 - атомы водорода.

В свободном состоянии водо­род существует в виде молекул H 2 , атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной свя­зью .

Водород (H 2) - самый легкий газ из всех газо­образных веществ. Имеет самую высокую тепло­проводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При темпе­ратуре -252,8 °С и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной :

H 2 = 2H — 432 кДж

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами :

Ca + H 2 = CaH 2 ,

образуя гидрид кальция, и с F 2 , образуя фторово­дород:

F 2 + H 2 = 2HF

3. При высоких температурах получают аммиак :

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

и гидрид титана (металл в порошке):

Ti + H 2 = TiH 2

4. При поджигании водород реагирует с кисло­родом :

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 кДж

5. Водород обладает восстановительной способ­ностью :

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Элементы главной подгруппы VII группы периодической систе­мы, объединенные под общим на­званием галогены , фтор (F), хлор (Cl), бром (Бг), иод (I), астат (At) (редко встречающийся в приро­де) - типичные неметаллы. Это и понятно, ведь их атомы содер­жат на внешнем энергетическом уровне семь электронов , и им не­достает лишь одного электрона, чтобы завершить его. Атомы этих элементов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом воз­никает ионная связь и образуются соли. Отсюда общее название «галогены», т. е. «рождающие соли».

очень сильные окислители . Фтор в хи­мических реакциях проявляет только окислитель­ные свойства, и для него характерна степень окис­ления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами - фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усили­ваются от хлора к йоду, что связано с ростом ра­диусов их атомов: атомов хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Галогены — простые вещества

Все галогены существуют в свободном состоя­нии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 имеют молеку­лярные кристаллические решетки , что и подтверж­дается их физическими свойствами.

С увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения повышаются, возрастают плотности: бром - жидкость, иод - твердое вещество, фтор и хлор - газы. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и моле­кул галогенов возрастают силы межмолекулярного взаимодействия между ними. От F 2 к I 2 усиливает­ся интенсивность окраски галогенов.

Химическая активность галогенов, как неметал­лов, от фтора к иоду ослабевает , у кристаллов иода появляется металлический блеск. Каждый галоген является самым сильным окис­лителем в своем периоде . Окислительные свойства галогенов отчетливо проявля­ются при их взаимодействии с металлами. При этом обра­зуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реаги­рует с большинством метал­лов, а при нагревании и с зо­лотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алю­миний и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании . Нагретый порошок железа также заго­рается при взаимодействии с хлором. Опыт можно провести, как с сурьмой, но только железные опил­ки нужно предварительно накалить в железной ло­жечке, а затем высыпать их небольшими порциями в колбу с хлором. Так как хлор является сильным окислителем, то в результате реакции образуется хлорид железа (III):

В парах брома сгорает раскаленная медная про­волока :

Иод окисляет металлы медленнее , но в присут­ствии воды, которая является катализатором, ре­акция иода с порошком алюминия протекает очень бурно:

Реакция сопровождается выделением фиолето­вых паров иода.

Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытес­нять друг друга из растворов их солей , а также оно наглядно проявляется при взаимодействии их с во­дородом. Уравнение этой реакции можно записать в общем виде так:

Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Эти ре­акции - экзотермические. Реакция же соединения иода с водородом слабо эндотермическая, она про­текает медленно даже при нагревании.

В результате этих реакций образуются соответ­ственно фтороводород HF, хлороводород HCl, бро­моводород HBr и иодоводород HI.

Химические свойства хлора в таблицах

Получение галогенов

Фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. Например, процесс электролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением:

При получении хлора электролизом раствора хлорида натрия кроме хлора образуется также во­дород и гидроксид натрия:

Кислород (О) - родоначаль­ник главной подгруппы VI группы Периодической системы элемен­тов. Элементы этой подгруппы - кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полоний Ро - имеют общее название «халькогены», что означает «рождающие руды».

Кислород - самый распространенный элемент на нашей планете. Он входит в состав воды (88,9 %), а ведь она покрывает 2/3 поверхности земного ша­ра, образуя его водную оболочку - гидросферу. Кислород - вторая по количеству и первая по зна­чению для жизни составная часть воздушной обо­лочки Земли - атмосферы, где на его долю при­ходится 21 % (по объему) и 23,15 % (по массе). Кислород входит в состав многочисленных минера­лов твердой оболочки земной коры - литосферы: из каждых 100 атомов земной коры на долю кис­лорода приходится 58 атомов.

Обычный кислород существует в форме О 2 . Это газ без цвета, запаха и вкуса. В жидком состоя­нии имеет светло-голубую окраску, в твердом - синюю. В воде газообразный кислород растворим лучше, чем азот и водород.

Кислород взаимодействует почти со всеми про­стыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов . Реакции неметаллов с кислородом протекают очень часто с выделением большого количества тепла и сопровождаются воспламенением - реак­ции горения. Например, горе­ние серы с образованием SO 2 , фосфора - с образованием P 2 O 5 или угля - с образова­нием СO 2 . Почти все реакции с уча­стием кислорода экзотерми­ческие. Исключение составляет взаимодействие азота с кислородом: это эндотермическая реакция, которая протекает при температуре выше 1200 °С или при электрическом разряде:

Кислород энергично окисляет не только про­стые, но и многие сложные вещества, при этом об­разуются оксиды элементов, из которых они по­строены:

Высокая окислительная способность кислорода лежит в основе горения всех видов топлива.

Кислород участвует и в процессах медленного окисления различных веществ при обычной тем­пературе. Исключительно важна роль кислорода в процессе дыхания человека и животных. Расте­ния также поглощают атмосферный кислород. Но если в темноте идет только процесс поглощения растениями кислорода, то на свету протекает еще один противоположный ему процесс - фотосинтез, в результате которого растения поглощают угле­кислый газ и выделяют кислород.

В промышленности кислород получают из жид­кого воздуха, а в лаборатории - путем разложения пероксида водорода в присутствии катализатора диоксида марганца MnO 2 :

а также разложением перманганата калия KMnO 4 при нагревании:

Химические свойства кислорода в таблицах

Применение кислорода

Кислород применяют в металлургической и хи­мической промышленности для ускорения (ин­тенсификации) производственных процессов. Чи­стый кислород применяют также для получения высоких температур, например, при газовой сварке и резке металлов. В медицине кислород применяют в случаях вре­менного затруднения дыхания, связанного с некото­рыми заболеваниями. Также кислород применяют в металлургии как окислитель ракетного топлива, в авиации для дыхания, для резки металлов, для сварки металлов, при взрывных работах. Кислород хранят в стальных баллонах, окра­шенных в голубой цвет, под давлением 150 атм. В лабораторных условиях кислород хранят в сте­клянных приборах - газометрах.

Атомы серы (S) , как и атомы кислорода и всех остальных эле­ментов главной подгруппы VI груп­пы, содержат на внешнем энергети­ческом уровне 6 электронов , из которых два электрона неспаренные . Однако по сравнению с атомами кисло­рода атомы серы имеют больший радиус, меньшее зна­чение электроотрицательности, поэтому проявляют выраженные восстановительные свойства, образуя со­единения со степенями окисления +2, +4, +6. По от­ношению к менее отрицательным элементам (водород, металлы) сера проявляет окислительные свойства и приобретает степень окисления -2 .

Сера — простое вещество

Для серы, как и для кисло­рода, характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или ли­нейным строением молекул различного состава.

Наиболее устойчива мо­дификация, известная под названием ромбической се­ры, состоящая из молекул S 8 . Ее кристаллы имеют вид октаэдров со срезанными углами. Они окрашены в лимонно-желтый цвет и полупрозрачны, тем­пература плавления 112,8 °С. В эту модификацию при комнатной температуре превращаются все другие модификации. При кристаллизации из расплава сначала получается моноклинная сера (игольчатые кристаллы, температура плавления 119,3 °С), которая затем переходит в ромбиче­скую. При нагревании кусочков серы в пробирке она плавится, превращаясь в жидкость желтого цвета. При температуре около 160 °С жидкая се­ра начинает темнеть, становится густой и вязкой, не выливается из пробирки, при дальнейшем на­гревании превращается в легкоподвижную жид­кость, но сохраняет прежний темно-коричневый цвет. Если ее вылить в холодную воду, она за­стывает в виде прозрачной резинообразной мас­сы. Это пластическая сера. Ее можно получить и в виде нитей. Через несколько дней она также превращается в ромбическую серу.

Сера не растворяется в воде. Кристаллы серы в воде тонут, а вот порошок плавает на поверхно­сти воды, т. к. мелкие кристаллики серы водой не смачиваются и поддерживаются на плаву мелкими пузырьками воздуха. Это процесс флотации. Сера малорастворима в этиловом спирте и диэтиловом эфире, хорошо растворяется в сероуглероде.

При обычных условиях сера реагирует со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, ме­дью, ртутью, серебром , например:

Эта реакция лежит в основе удаления и обезвре­живания разлитой ртути, например, из разбитого термометра. Видимые капли ртути можно собрать на лист бумаги или на медную пластику. Ту ртуть, которая попала в щели, нужно засыпать порошком серы. Такой процесс называется демеркуризацией.

При нагревании сера реагирует и с другими ме­таллами (Zn, Al, Fe), и только золото не взаимодей­ствует с ней ни при каких условиях. Окислительные свойства сера проявляет и с во­дородом, с которым реагирует при нагревании:

Из неметаллов с серой не реагирует только азот, иод и благородные газы. Сера горит синеватым пламенем, образуя оксид серы (IV):

Это соединение широко известно под названием сернистый газ.

Химические свойства серы в таблицах

Сера относится к весьма распространенным элементам: земная кора содержит 4,7·10-2 % серы по массе (15-е место среди других элементов), а Земля в целом – много больше (0,7 %). Главная масса серы находится в глубинах земли, в ее мантии-слое, расположенном между земной корой и ядром Земли. Здесь, на глубине примерно 1200-3000 км залегает мощный слой сульфидов и окислов металлов. В земной коре сера встречается как в свободном состоянии (самородная), так и, главным образом, в виде соединений сульфидов и сульфатов. Из сульфидов в земной коре наиболее распространены пирит FeS2, халькопирит FeCuS2, свинцовый блеск (галенит) PbS, цинковая обманка (сфалерит) ZnS. Большие количества серы встречаются в земной коре в виде труднорастворимых сульфатов – гипса CaSO4·2H2O, барита BaSO4, в морской воде распространены сульфаты магния, натрия и калия.

Интересно, что в древние времена геологической истории Земли (около 800 млн. лет назад) сульфатов в природе не было. Они образовались как продукты окисления сульфидов, когда в результате жизнедеятельности растений возникла кислородная атмосфера. В вулканических газах обнаруживают сероводород H2S и сернистый ангидрид SO2. поэтому самородная сера, встречающаяся в районах, близких к действующим вулканам (Сицилия, Япония) могла образоваться при взаимодействии этих двух газов:

2H 2 S + SO 2 =3S + 2H 2 O.

Другие залежи самородной серы связаны с жизнедеятельностью микроорганизмов.

Микроорганизмы участвуют во многих химических процессах, которые в целом составляют круговорот серы в природе. При их содействии сульфиды окисляются до сульфатов, сульфаты поглощаются живыми организмами, где сера восстанавливается и входит в состав белков и других жизненно важных веществ. При гниении отмерших остатков организмов белки разрушаются, и выделяется сероводород, который далее окисляется либо до элементарной серы (так и образуются залежи серы), либо до сульфатов. Интересно, что бактерии и водоросли, окисляющие сероводород до серы собирают ее в своих клетках. Клетки таких микроорганизмов могут на 95% состоять из чистой серы.

Установить происхождение серы можно по наличию в ней ее аналога – селена: если в самородной сере встречается селен, то сера вулканического происхождения, если нет – биогенного, так как микроорганизмы избегают включать селен в свой жизненный цикл, также биогенная сера содержит больше изотопа 32S, чем более тяжелого 34S.

Биологическое значение серы

Жизненно важный химический элемент. Она входит в состав белков - одних из основных химических компонентов клеток всех живых орга­низмов. Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме этого, сера является составной ча­стью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (например, инсулина). Сера участвует в окислительно-восстановитель­ных процессах организма. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей и выпадение волос.

Серой богаты бобовые растения (горох, чечеви­ца), овсяные хлопья, яйца.

Применение серы

Сера используется в производстве спичек и бу­маги, резины и красок, взрывчатых веществ и ле­карств, пластмассы и косметических препаратов. В сельском хозяйстве ее используют для борьбы с вредителями растений. Однако основной потребитель серы - химиче­ская промышленность. Около половины добыва­емой в мире серы идет на производство серной кислоты.

Азот

Азот (N) - первый предста­витель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из кото­рых три электрона неспаренные. Отсюда следует, что атомы этих элементов могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень.

Атомы азота могут отдавать свои внешние элек­троны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду) и приобретать при этом степе­ни окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства и в степенях окисле­ния +1, +2, +4.

В свободном состоянии азот существует в воде двухатомной молекулы N 2 . В этой молекуле два атома N связаны очень прочной тройной ковалент­ной связью, эти связи можно обозначить так:

Азот - бесцветный газ без запаха и вкуса.

При обычных условиях азот взаимодействует только с литием, образуя нитрид Li 3 N :

С другими металлами он взаимодействует толь­ко при высоких температурах.

Также при высоких температурах и давлении в присутствии катализатора азот реагирует с водо­родом, образуя аммиак:

При температуре электрической дуги он соеди­няется с кислородом, образуя оксид азота (II):

Химические свойства азота в таблицах

Применение азота

Азот, полученный перегонкой жидкого воздуха, в промышленности применяют для синтеза аммиака и производства азотной кислоты. В медицине чистый азот применяется в качестве инертной среды для ле­чения туберкулеза легких, а жидкий азот - при лечении заболеваний позвоночника, суставов и др.

Фосфор

Химический элемент фосфор образует несколь­ко аллотропных модификаций. Две из них - про­стые вещества: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристал­лическую решетку, состоящую из молекул Р 4 . Нерастворимы в воде, хорошо растворяются в се­роуглероде. На воздухе легко окисляется, а в по­рошкообразном состоянии даже воспламеняется. Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством является способность светиться в темноте вследствие окисления. Хранят его под водой.Красный фосфор представляет собой темно-ма­линовый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светит­ся в темноте. При нагревании красного фосфора в пробирке он превращается в белый фосфор (кон­центрированные пары).

Химические свойства красного и белого фосфо­ра близки, но белый фосфор более химически ак­тивен. Так, оба они взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды:

Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случа­ях образуется оксид фосфора (V), выделяющийся в виде густого белого дыма:

C водородом фосфор непосредственно не реаги­рует, фосфин РН 3 можно получить косвенно, на­пример, из фосфидов:

Фосфин - очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болот­ных блуждающих огней.

Химические свойства фосфор в таблицах

Применение фосфора

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Фосфаты широко используются:

• в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
• в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Углерод

Углерод (С) - первый элемент главной подгруппы VI группы Периодической системы. Его ато­мы содержат на внешнем уровне 4 электрона, поэтому они могут принимать четыре электрона, приобретая при этом степень окисле­ния -4 , т. е. проявлять окислительные свойства и отдавать свои электроны более электроотрица­тельным элементам, т. е. проявлять восстанови­тельные свойства, приобретая при этом степень окисления +4.

Углерод — простое вещество

Углерод образует алло­тропные модификации алмаз и графит . Алмаз - прозрачное кри­сталлическое вещество, самое твердое из всех природных веществ. Он служит эталоном твердости, которая по десятибалльной системе оценивается высшим баллом 10. Такая твердость алмаза обусловлена особой структурой его атомной кристаллической решети. В ней каждый атом углерода окружен та­кими же атомами, расположенными в вершинах правильного тетраэдра.

Кристаллы алмаза обычно бесцветные, но бы­вают синего, голубого, красного и черного цветов. Они имеют очень сильный блеск благодаря высокой светопреломляющей и светоотражающей способ­ности. А благодаря исключительно высокой твер­дости, они применяются для изготовления буров, сверл, шлифовальных инструментов, резки стекла.

Крупнейшие месторождения алмазов находятся в Южной Африке, а в России их добывают в Якутии.

Графит - темно-серое, жирное на ощупь кри­сталлическое вещество с металлическим блеском. В отличие от алмаза графит мягкий (оставляет след на бумаге) и непрозрачный, хорошо проводит тепло и электрический ток. Мягкость графита обуслов­лена слоистой структурой. В кристаллической ре­шетке графита атомы углерода, лежащие в одной плоскости, прочно связаны в правильные шести­угольники. Связи между слоями малопрочны. Он очень тугоплавок. Из графита изготовляют электроды, твердые смазки, замедлители нейтронов в ядерных реакто­рах, стержни для карандашей. При высоких тем­пературах и давлении из графита получают искус­ственные алмазы, которые широко применяются в технике.

Сходное с графитом строение имеют сажа и дре­весный уголь. Древесный уголь получают при су­хой перегонке древесины. Этот уголь благодаря своей пористой поверхности обладает замечатель­ной способностью поглощать газы и растворенные вещества. Это свойство называется адсорбцией. Чем больше пористость древесного угля, тем эффектив­нее адсорбция. Чтобы увеличить поглотительную способность, древесный уголь обрабатывают горя­чим водяным паром. Обработанный таким способом уголь называют активированным или активным. В аптеках его продают в виде черных таблеток кар­болена.

Химические свойства углерода

Алмаз и графит соединяются с кислородом при очень высокой температуре. Сажа и уголь взаи­модействуют с кислородом гораздо легче, сгорая в нем. Но в любом случае результат такого взаимо­действия один - образуется углекислый газ:

С металлами углерод при нагревании образует карбиды :

Карбид алюминия - светло-желтые прозрачные кристаллы. Известен карбид кальция СаС 2 в виде кусков серого цвета. Его применяют газосварщики для получения ацетилена:

Ацетилен используют для резки и сварки ме­таллов, сжигая его с помощью кислорода в специ­альных горелках.

Если водой подействовать на карбид алюминия, то получится другой газ - метан СН 4 :

Кремний

Кремний (Si) - второй эле­мент главной подгруппы IV груп­пы периодической системы. В природе кремний - вто­рой по распространенности по­сле кислорода химический элемент. Земная кора более чем на четверть состоит из его соединений. Наиболее распространенным соединением крем­ния является его диоксид SiO 2 - кремнезем. В природе он образует минерал кварц и многие разновидности, такие как горный хрусталь и его знаменитая лиловая форма - аметист, а также агат, опал, яшма, халцедон, сердолик. Диоксид кремния - это также обычный и кварцевый пе­сок. Второй тип природных соединений кремния - это силикаты. Среди них наиболее распространены алюмосиликаты - гранит, различные виды глин, слюды. Силикатом, не содержащим алюминий, яв­ляется, например, асбест. Оксид кремния необходим для жизни растений и животных. Он придает прочность стеблям расте­ний и защитным покровам животных. Кремний придает гладкость и прочность костям человека. Кремний входит в состав низших живых орга­низмов - диатомовых водорослей и радиолярий.

Химические свойства кремния

Кремний горит в кислороде, образуя диоксид кремния или оксид кремния (IV):

Будучи неметаллом, при нагревании он соеди­няется с металлами с образованием силицидов:

Силициды легко разлагаются водой или кисло­тами, при этом выделяется газообразное водород­ное соединение кремния - силан:

4HCl + Mg 2 Si → SiH 4 + 2MgCl 2

В отличие от углеводородов силан на воздухе самовоспламеняется и сгорает с образованием ди­оксида кремния и воды:

Повышенная реакционная способность силана по сравнению с метаном СН 4 объясняется тем, что у кремния больший размер атома, чем у углерода, поэтому химические связи Si-H слабее связей С-Н.

Кремний взаимодействует с концентрированны­ми водными растворами щелочи, образуя силикаты и водород:

Кремний получают, восстанавливая его из диок­сида магнием или углеродом:

Оксид кремния (IV), или диоксид кремния, или кремнезём SiO 2 , как и СО 2 , является кислотным оксидом. Однако, в отличие от СО 2 , имеет не моле­кулярную, а атомную кристаллическую решетку. Поэтому SiO 2 - твердое и тугоплавкое вещество. Он не растворяется в воде и кислотах, кроме плави­ковой, но взаимодействует при высоких температу­рах со щелочами с образованием солей кремниевой кислоты - силикатов:

Силикаты можно получить также сплавлением диоксида кремния с оксидами металлов или с кар­бонатами:

Силикаты натрия и калия называют раствори­мым стеклом. Их водные растворы - это хорошо известный силикатный клей. Из растворов силикатов действием на них бо­лее сильных кислот - соляной, серной, уксусной и даже угольной - получается кремниевая кислота H 2 SiO 3 :

Следовательно, H 2 SiO 3 - очень слабая кисло­та . Она нерастворима в воде и выпадает из реак­ционной смеси в виде студенистого осадка, иногда заполняющего компактно весь объем раствора, превращая его в полутвердую массу, похожую на студень, желе. При высыхании этой массы обра­зуется высокопористое вещество - силикагель, широко применяемый в качестве адсорбента - по­глотителя других веществ.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости