Химические свойства неметаллических элементов

NaHSO3, Ca(HSO3)2 використовують при добуванні целюлози з деревини.

Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота –

використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У

сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5.

Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу

електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної

оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь

окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають

перегонкою рідкого повітря.

У молекулі N2 атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія

зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За

звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при

нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучається лише при підвищених

температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000oС. У реакціях

з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником:

6Li+N2=2Li3N

3Mg+N2=Mg3N2

3H2+N2+2NH3

N2+O2=2NO

N2+3F2=2NF3

Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями,

оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів

ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з

водою, наприклад:

Mg3N2+6HOH=3Mg(OH)2+2NH3

Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну

активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з

кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:

N2+3H2=2NH3

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

NH3

NH4Cl+NaOH=NaCl+NH4OH

H2O

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин

NH3 у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH4OH не

існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH3+HCl=NH4Cl

2NH3+H2CO3=(NH4)2CO3

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах

розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад:

(NH4)SO4=NH3+NH4HSO4. Проте у деяких випадках ( NH4Cl, NH4Br та ін.)

утворені гази не розділяються:

NH4Cl=NH3+HCl

і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається

процес заміщення атомів водню:

2Al+2NH3=2AlN+3H2

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не

горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад

із сполуками Cr3. Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr2O3)

4NH3+3O2=2N2+6H2O

(Pt)

4NH3+5O2=4NO+6H2O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl2, Br2):

2NH3+3Cl2=N2+6HCl

Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO2

добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із

простих речовин (N2 +O2 = 2NO) не використовується через великі енергетичні

витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю

окислюватися киснем:

2NO+O2=2NO2

Взаємодія NO2 з водою йде за рівнянням:

2NO2+HOH=HNO3+HNO2

Азотиста кислота HNO2 існує лише розчинах, багато які її солі (KNO2,

NaNO3) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або

температури розкладається:

NO2

2HNO2=HOH+N2O3

NO

Тому кінцевими продуктами реакції NO2 з водою є HNO3 та NO:

3NO2+HOH=2HNO3+NO

У присутності О2, NO перетворюється у NO2 і єдиним продуктом реакції

стає HNO3:

4NO2+O2+2HOH=4HNO3

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної

кислоти.

У водних розчинах HNO3 є сильною кислотою, практично повнімтю

дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів,

майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною

кислотою продуктом відновлення звичайно є NO2, розведеною азотною кислотою

на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N2O, N2, NH4NO3:

Cu+4HNO3(k)=Cu(NO3)2+2NO2+2HOH

3Cu+8HNO3(p)=3Cu(NO3)2+2NO+4HOH

4Zn+10HNO3(p)=4Zn(NO3)2+N2O+5HOH

Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.),

деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються

концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії

HNO3 інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються

запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди

яких термічно нестійкі: 2AgNO3 = Ag + 2NO2 + O2.

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль

азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при

добуванні деяких металів (наприклад VO2 (NO3)2 при добуванні урану);

“царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні

пластиннових металів.

Фосфор.

У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть,

меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який

відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки

найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.

Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в

електропечах при 1500оС:

Ca3(PO4)2+5C+3SiO2=3CaSiO3+2P+5CO

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор

легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках,

отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50оС.

Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний

розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які

він виявляє у реакціях з неметалами:

4P+3O2

(надлишок)=2P2O3

4P+5O2

(надлишок)=2P2O5

2P+5Cl2

(надлишок)=2PCl5

В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника:

3Mg+2P=Mg3P2. Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з

лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:

P4+3NaOH+3HOH=PH3+3NaH2PO2

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями

аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи

фосфін: Mg3P2+6H2O=3Mg (OH)2+2PH3. Фосфін реагує з деякими сильними

кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH3+HI=PH4I.

При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються.

Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH3+4O2=P2O5+3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH2PO2

(гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H3PO2.

Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У

зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO4+NaH2PO2+HOH=Ni+NaH2PO3+H2SO4

При взаємодії P2O5 з водою утворюються фосфорні кислоти:

P2O5+HOH=2HPO3 (метафосфорна

кислота)

P2O5+2HOH=H4P2O7 (дифосфорна

кислота)

P2O5+3HOH=2H3PO4 (ортофосфорна

кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування окрім реакції P2O5 з водою, використовують дію

сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати

(Na3PO4, Ca3 (PO4)2), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na2HPO4, CaHPO4) і

дегідрофосфати (NaH2PO4, Ca(H2PO4)2).

Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати

застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях

солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.

Вуглець.

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть

зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення

+4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4).

Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення.

Найстійкиший ступінь окислення +4.

Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO3, MgCO3). Вуглець

міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці,

природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин –

графіту, алмазу.

Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт,

карбін, фулерени.

Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець

малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем,

виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами

металів та ін. – відновні властивості:

Ca+2C=CaC2

C+O2=CO2

4Al+3C=Al4C3

C+2S=CS2

2H2+C=CH4

C+PbO=Pb+CO

З галогенами вууглець безпосередньо не реагує.

Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів

і карбіди d – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції

обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів:

CaC2+2HOH=Ca(OH)2+C2H2 (HC(CH)

Al4C3+12HOH=4Al(OH)3+3CH4

Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:

CaO+3C=CaC2+CO

V2O5+7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО2. При згоранні вуглець у надлишку

кісню утворюється СО2 Со+О2=СО2, СО2 припідвищенних иемпературах реагує

з вуглецем:

CO2+C=2CO

При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється

суміш СО і Н2, які називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H2

СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує

з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні

вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти:

Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості:

2CO+O2=2CO2 (H= -565

кДж.

Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2

NiO+CO=Ni+CO2

Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи

карбоніди:

Fe+5CO=FeCO5 (карбоніл заліза)

Ni+4CO=Ni(CO)4 (карбоніл нікелю)

Велике значення має реакція СО з аміаком:

CO+NH3=HCN+HOH

Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї

кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у

промисловості термічним розкладом CaCO3:

CaCO3=CaO+CO2

а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО3 в апараті Кіппа:

CaCO3+2HCl=CaCl2+HOH+CO2

СО2 розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:

CO2+HOH=H2CO3

Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна.

Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію

вугільної кислоти на карбонати:

CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2

для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:

Ca(HCO3)2+Ca(OH)2=2CaCO3+2HOH

В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати

підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато

і оборотно.

Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс)

використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn,

Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна,

сталі та ін).

Кремній.

Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка

ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в

сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) –

нестійкі.

Кремній одержують в електропечах відновленням SiO2 коксом:

SiO2+2C=Si+2CO (H=68.9 Дж.

Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти

отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції

SiCl4 з чистим цинком.

Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На

відміну від вуглецю не реагує з Н2, але з’єднується з галогенами:

Si+2Mg=Mg2Si

(Si – окисник)

Si+O2=SiO2

Si+2Cl2=SiCl4 (Si – відновник)

Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на

дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg2Si, Ca2Si) легко реагують з

кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани:

Mg2Si+4HCl=2MgCl2+SiH4

Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Sin+H2n+2. На

повітрі сілани самозаймаються:

SiH4+2O2=SiO2+2HOH

при нагріванні розкладаються : SiH4=Si+2H2

Оксид кремнію SiO2 в природі існує у вигляді кварцу (піску),

тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO2 –

тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не

реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними

оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при

підвищених температурах:

2NaOH+SiO2=NaSiO3+HOH

Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2

З кислотами SiO2 не реагує, вийняток складає плавикова кислота:

SiO2+4HF=SiF4+2H2O.

Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na2SiO3. Якщо

розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при

великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у

воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній

концентрації виникає поліконденсація.

Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон

різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс,

скло та ін. Кварцовий пісок являється основною складовою частиною

формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідке скло” Na2SiO3 –

зв’язуючий матеріал в цих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та

сталей, а також ін. сплавів.

Бор.

Бор – єдиний неметалічний елемент 3 групи. Валентність бору частіш за

все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і

В-Н менш стійкі. В цьому подібність с кремнієм (діагональна подібність). Дя

бору характерний ступінь окислення +3.

Основні його мінерали борати кальцію та магнію, а також бура Na2B4O7

и борна кислота H3BO3.

Бор отримують відновленням B2O3 магнієм:

3Mg+B2O3=3MgO+2B

Крім того, як і для кремнію використовують термічний розклад сполук

бору з воднем та йодом.

Бор – полімерна речовина, взвичайних умовах реагує тільки з фтором,

при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та

навіть з азотом. З воднем не реагує:

Mg+2B=MgB2

4B+3O2=2B2O3

2B+3Cl2=2BCl3

В сполуках бору з металами переважає металічний зв’язок. Більш

активні бориди S –металів, які реагують з кислотами:

3MgB2+6HCl=3MgCl2+B2H6+4b

Найпростішої сполуки ВН3 в звичайних умовах не існує, підлягає

димерізації.

Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і

водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В2Н6+3О2=В2О3+3Н2О.

Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи

ортоборну кислоту:

B2O3+3HOH=2H3BO3

Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не

утворює солей типу М3ВО3, а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти:

2NaOH+4H3BO4=Na2B4O7+7HOH

Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами:

Na2B4O7+2NaOH=HOH+4NaBO2

Na2B4O7+CoO=2NaBO2+Co(BO2)2

При дії на бор азотом або аміаком утворюєтсья нітрид бору BN. Бор

використовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці

та зварюванні.

Страницы: 1, 2