бесплатно рефераты

бесплатно рефераты

 
 
бесплатно рефераты бесплатно рефераты

Меню

Химические свойства неметаллических элементов бесплатно рефераты

Химические свойства неметаллических элементов

Водень.

Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула

1S1. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у

простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з

лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для

нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів.

Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином,

особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють

однозначно визначити його положення в періодичній системі.

Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень

має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н2О.

Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів

(нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це

відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція

метану з водяною парою:

СН4 + Н2О = СО + 3Н2

СО + Н2О = СО2 + Н2

Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

С + Н2О = СО + Н2

СО + Н2О = СО2 + Н2

Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів

солей, кислот, лугів. Наприклад:

Zn+2HCl=ZnCl2+H2

2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2

Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді.

Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні

властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до

оксидів і галогенів:

2H2+O2=2H2O

H2+Cl2=2HCl

CuO+H2=Cu+H2O

WO3+3H2=W+3H2O

У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:

2Na+H2=2NaH

З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує.

При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять

водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 –

відновні.

NaH+HOH=NaOH+H2

Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У

великих кількостях Н2 використовують у виробництві аміаку та органічних

синтезах.

Кисень.

Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його

знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот

(силікатів), піску (SiO2), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика

частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості

кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук.

Наприклад:

2KClO3=2KCl+3O2

2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2

Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами,

неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є

оксиди:

4Fe+3O2=2Fe2O3

C+O2=CO2

CH4+2O2=CO2+2H2O

2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2

Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки

зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:

2Na+O2=Na2O2 (пероксид натрію)

K+O2=KO2 (надпероксид калію)

Li+O2=Li2O

(оксид літію)

Озон О3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого

електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

3O2=2O3

Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

O2+hv=O2*

O2+O2*=O3+O

O2+O=O3

О3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який

утворюється на початкових стадіях реакцій О3 з різними відновниками.

Наприклад:O3=O2+O

2KI+O3+H2SO4=I2+K2SO4+O2+H2O

O O2

Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні (

Na2O, CaO), кислотні (СО2, P2O5), амфотерні (ZnO, Al2O3), несолетвірні

(N2O, NO).

Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою

хімічними зв’язками: пероксиди (N2O2, ВаО2), надпероксиди (КО2), озоніди

(КО3).

Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті6О, Ті3О).

Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

Вода. Це стійка речовина ( Нутв. = -286 кДж/моль). Лише за

температури понад 1000оС помітним стає розкладання на прості речовини:

2H2O=2H2+O2

Понад 5000оС розкладання відбувається практично повністю.

Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних

сполук.

Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і

кислотними оксидами:

CaO+H2O=Ca(OH)2

P2O5+3H2O=2H3PO4

з солями: CuSO4+5H2O=CuSO4*5H2O

Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей.

У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок

кисню

(-2):

2F+2H2O=4HF+O2

При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні

властивості:

2HOH+2Na=2NaOH+H2

Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н2О2

у лужному середовищі:

Na2O2+2HOH=2NaOH+H2O2

2H2O2=2H2O2+O2

Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО2, реакцією

обміну якого з Н2SО4 можна добути Н2О2:

BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4

Галогени.

Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш

стійким є ступінь окислення –1.

Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів

окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі

позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).

У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1.

Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF2, фторапатит CaF2 * 3Ca3

(PO4)2, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl*NaCl та інші. Іони хлору містяться

в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br

містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1

до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише

електролізом.

Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного

розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії

із сильними окисниками, наприклад MnO2, KmnO4:

MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O

2KmnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O

Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи

замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:

2NaBr+MnO2+2H2SO4=Br2+MnSO4+Na2SO4+2H2O

10KI+2KMnO4+8H2SO4=5I2+MnSO4+6K2SO4+8H2O

Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води

солених озер обробляють хлором:

2Br+Cl2=Br2+2Cl

2I+Cl2=I2+2Cl

У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений,

бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали.

Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим

окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні

гази:

Xe+F2=XeF2

2H2O+2F2=4HF+O2

SiO2+2F2=SiF4+O2

Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

2Al+3Br2=2AlBr3

2P+3Cl2=2PCl3

2NH3+3Br2=N2+6HBr

У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних

властивостей: Н2 + Г2 = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і

на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом

оборотна і протікає при підвищенні температури.

При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням,

самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

Cl2+H2O=HCl+HOCl

а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl2+2KOH=KCl+KOCl+H2O

Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.

Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF

i HCl) реакціями обміну:

CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані,

добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості.

HCl, HBr, HI - сильні кислоти.

Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному

реагуванні на дію концентрованої H2SO4. Так ця кислота не реагує на HCl,

але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO2; НІ відновлює

сірку (6) не тільки для SO2, а і до вільної сірки або навіть H2S:

2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O

8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O

Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної

кислоти на солі цих кислот.

Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують

для очищення та добування металів:

TiI4=Ti+2I2

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти:

хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише

остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах.

Аналогічні кислоти (окрім HBrО2 і HIО2 ) утворюють бром і йод.

Сірка.

З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має

сірка.

Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона

утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами.

Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до

видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов

стійка моноклинна (() сірка. За температури понад 95,4оС вона

перетворюється на ромбічну ( ( ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма

матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al2S3

H2+S=H2S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O2=SO2

2S+Cl2=S2Cl2

Сірководень H2S добувають сполученням простих речовин або через

реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl2+H2S

H2S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах –

це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію)

піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і

оборотно:

S+HOH=HS+OH

I ступінь

або Na2S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al2S3, Cr2S3) йде практично до кінця,

оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється

газоподібний сірководень:

Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує,

причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших

(PbS, HgS, Sb2S3) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди

можна добути дією H2S на розчинні солі:

Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3

Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з

використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO4+Na2S=CuS+Na2SO4

FeSO4+Na2S=FeS+Na2SO4

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при

нагріванні:

Na2SO4+4C=Na2S+4CO

H2S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H2S+3O2=2SO2+2H2O (при надлишку О2)

2H2S+O2=2S+2H2O (при недостатній кількості

О2)

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу

сульфідів металів:

2ZnS+3O2=ZnO+SO2

У водних рохчинах сульфіди і H2S виявляють відновні властивості у

реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками:

Na2S+I2=2NaI+S

H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na2S+(n-1)S=Na2Sn

Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3. SO2 за звичайних умов

- безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре

розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO2+H2O=H2SO3

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Ця

кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2SO3, CaSO3) і

гідросульфіти (NaHSO3, Ca(HSO3)2). Останні не стійки, переходять у

піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем

2SO2+O2=2SO2, яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для

одержання SO3 і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція

практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах

реагують з галогенами KMnO4, K2Cr2O7:

Na2SO3+I2+H2O=Na2SO4+2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO3+H2O=H2SO4

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na2SO4

– сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що

стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H2SO4(p)=ZnSO4+H2

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як

окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів.

Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних

умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з

благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI)

відновлюється до +4 (SO2):

Cu+2H2SO4(k)=CuSO4+SO2+2H2O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або

навіть до H2S:

4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O

(SO2, S)

Як сильна і нелетка кислота H2SO4 витісняє чимало інших кислот з їх

солей:

NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl

KNO3+H2SO4=KHSO4+HNO3

Більшість солей H2SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4, SrSO4,

PbSO4, малорозчиниий CaSO4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na2SO3,

Страницы: 1, 2