Неметаллы 
Неметаллы
МНОУ «Лицей»
Реферат по химии на тему:
«Неметаллы»
Выполнили:
ученицы 11 «А» класса
Кучеренко Мария,
Шадрина Ксения.
Проверила:
учитель химии
Щербакова Марина
Александровна.
Кемерово - 2002
Содержание:
Введение……………………………………………………………………..3
§1. Положение неметаллических элементов в периодической системе химических
элементов. Нахождение в природе. Общие химический и физические
свойства……………………………………4
§2. Общие химические свойства неметаллов………………………..6
§3. Строение и свойства простых веществ – неметаллов………7
§4. Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая характеристика
их свойств……………………………………………9
Тест
Список использованной литературы
Введение.
Все многообразие окружающей нас природы состоит из сочетаний сравнительно
небольшого числа химических элементов.
В различные исторические эпохи в понятие «элемент» вкладывался различный
смысл. Древнегреческие философы в качестве «элементов» рассматривали четыре
«стихии» – тепло, холод, сухость и влажность. Сочетаясь попарно, они
образовывали четыре «начала» всех вещей – огонь, воздух, воду и землю. В
средние века к этим началам добавились соль, сера и ртуть. В XVII веке Р.
Бойль указал на то, что все элементы носят материальный характер и их число
может быть достаточно велико.
В 1787 году французский химик А. Лавуазье создал «Таблицу простых тел». В
нее вошли все известные к тому времени элементы. Под последними понимались
простые тела, которые не удавалось разложить химическими методами на еще
более простые. Впоследствии выяснилось, что в таблицу вошли и некоторые
сложные вещества.
В настоящее время понятие «химический элемент» установлено точно.
Химический элемент – вил атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.
(Последний равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева.)
В настоящее время известно 107 элементов. Около 90 из них существуют в
природе. Остальные получены искусственно с помощью ядерных реакций. 104-107
элементы были синтезированы учеными-физиками в Объединенном институте
ядерных исследований в городе Дубне. В настоящее время продолжаются работы
по искусственному получению химических элементов с более высокими
порядковыми элементами.
Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Из 107 элементов 85
относятся к металлам. К неметаллам относят следующие элементы: гелий, неон,
аргон, криптон, ксенон, радон, фтор, хлор, бром, йод, астат, кислород,
сера, селен, теллур, азот, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, водород.
Однако это деление условное. При определенных условиях некоторые металлы
могут проявлять неметаллические свойства, а некоторые неметаллы –
металлические свойства.
§1. Положение неметаллических элементов в периодической системе
химических элементов. Нахождение в природе. Общие химический и физические
свойства.
Неметаллических элементов по сравнению к металлическими элементами
относительно немного. Их размещение в периодической системе химических
элементов Д.И. Менделеева отражено в таблице №1.
|Период|Размещ| | | | | | | |
| |ение | | | | | | | |
| |немета| | | | | | | |
| |лличес| | | | | | | |
| |ких | | | | | | | |
| |элемен| | | | | | | |
| |тов в | | | | | | | |
| |период| | | | | | | |
| |ическо| | | | | | | |
| |й | | | | | | | |
| |систем| | | | | | | |
| |е по | | | | | | | |
| |группа| | | | | | | |
| |м | | | | | | | |
| |I |II |III |IV |V |VI |VII |VIII |
| | | | | | | | |(благород|
| | | | | | | | |ные газы)|
|1 |H | | | | | | |He |
|2 | | |B |C |N |O |F |Ne |
|3 | | | |Si |P |S |Cl |Ar |
|4 | | | | |As |Se |Br |Kr |
|5 | | | | | |Te |I |Xe |
|6 | | | | | | | |Rn |
|7 | | | | | | | | |
Таблица №1.
Как видно из таблицы №1 неметаллические элементы в основном расположены в
правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева
направо у атомов элементов увеличивается заряды ядер и уменьшаются атомные
радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то
понятно, почему атому неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают
наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные
свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т.е. способность
присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м
периодах VI-VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В
соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей
окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке:
Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. Следовательно, энергичнее всего
взаимодействует с водородом и металлами фтор:
H2 + F2 ( 2HF
Менее энергично реагирует кислород:
2H2 +O2 ( 2H2 О
Фтор – самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные
свойства, т.е. способность отдавать электроны в химических реакциях.
Кислород же, судя по его соединениям с фтором, может проявлять и
положительную степень окисления, т.е. являться восстановителем.
Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем
эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: O, Cl, N, I, S,
C, P, H, B, Si. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не
соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2 O, ClO2 ,
Cl2O2 ), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при
высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и,
следовательно, проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом
реагирует сера: она проявляет и окислительные свойства.
Перейдем к рассмотрению строения молекул неметаллов. Неметаллы образуют
как одноатомные, так и двухатомные молекулы.
К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не
реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в
VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих
простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.
Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2,
I2 (элементы VII группы Периодической системы ), а также кислород O2 и азот
N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3).
Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить
химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг
с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных
структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ,
как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят
только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов -
C, Si, S и т.д.
Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый
качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента - кислорода),
но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так,
кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом,
который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и
алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение,
резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства
вещества определяются не только его качественным составом, но и тем,
сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между
собой.
Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном
состоянии (исключая бром – жидкость). Они не имеют физических свойств,
присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов
блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за
исключением графита).
§2. Общие химические свойства неметаллов.
Оксиды неметаллов относят к кислотным оксидам, которым соответствуют
кислоты. С водородом неметаллы образуют газообразные соединения (например
HCl, H2S, NH3). Водные растворы некоторых из них (например,
галогеноводородов) – сильные кислоты. С металлами типичные неметаллы дают
соединения с ионной связью (например, NaCl). Неметаллы могут при
определенных условиях между собой реагировать, образуя соединения с
ковалентной полярной (H2O, HCl) и неполярной связями (CO2).
С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например,
фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4. При растворении в
воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют
кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HCl,
HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te.
При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно
обозначаемая формулой NH4OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также
обозначают формулой NH3 • H2O и называют гидратом аммиака.
С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они
проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например,
SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным
оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного
неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень
окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная
кислотаH2SO4 сильнее сернистой H2SO3.
§3. Строение и свойства простых веществ – неметаллов.
Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные
– немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств. Наглядно это
отражено в схеме №2.
|Простые вещества |
|С немолекулярным строением |С молекулярным строением |
|C, B, Si |F2, O2, Cl2, Br2, N2, I2, S8 |
|У этих неметаллов атомные |У этих неметаллов в твердом |
|кристаллические решетки, поэтому|состоянии молекулярные |
|они обладают большой твердостью |кристаллические решетки. При |
|и очень высокими температурами |обычных условиях это газы, |
|плавления. |жидкости или твердые вещества с |
| |низкими температурами плавления.|
Таблица №2
Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень
высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая
проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает
возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора
к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические
свойства.
Бориды (соединения бора с некоторыми металлами, например с титаном:
TiB, TiB2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей,
лопаток газовых турбин.
Как видно из схемы №2, углерод С, кремний Si, бор В имеют сходное
строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они
встречаются в двух видоизменениях – в кристаллическом и аморфном.
Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими
температурами плавления. Кристаллический кремний обладает
полупроводниковыми свойствами.
Все эти элементы образуют соединения с металлами – карбиды, силициды и
бориды (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Некоторые из них обладают
большей твердостью, например Fe3C, TiB. Карбид кальция используется для
получения ацетилена.
Если сравнить расположение электронов по орбиталям ф атомах фтора,
хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах.
У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить
только валентность I и степень окисления – 1. В атомах других галогенов,
например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-
орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя
разными путями.
В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать
хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли – хлориты, например
хлорит калия KClO2.
Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень
окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлороноватая кислота
HClO3 и ее соли – хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль).
В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в
хлорной кислоте HClO4 и в ее солях – перхлоратах, например в перхлорате
калия КClO4.
§4. 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,
SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным
оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного
неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень
окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная
кислота H2SO4 сильнее сернистой H2SO3.
Характеристики кислородных соединений неметалов:
1. 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.
2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно
ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот,
соответствующих этим оксидам.
3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих
элементов в периодах слева направо объясняется постепенным
возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.
4. 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.
|Общие формулы соединений по группам |
|I |II |III |IV |V |VI |VII |
|RH |RH2 |RH3 |RH4 |RH3 |H2R |HR |
|Нелетучие водородные |Летучие водородные соединения |
|соединения | |
Таблица №3.
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 –
свободную орбиталь, то происходит процесс, котроый выглядит следующим
образом:
H2O + HF ( H3O + 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 NH4+ и гидроксид-ионы ОН-. В результате раствор приобретает
основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:
H2O + NH3 ( 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.
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.
Список использованной литературы.
1. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия-11 – М.: Просвещение, 1992.
2. Кременчугская М., Васильев С. Справочник школьника – М.: АСТ, 1999.
3. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы – М.: Высшая школа, 1993.
|
