Основная характеристика неметаллов. Неметаллы - общая характеристика. Свойства, получение и применение. Восстановительные свойства простых веществ - неметаллов

Дмитрий Менделеев смог создать уникальную таблицу химических элементов, главным достоинством которой была периодичность. Металлы и неметаллы в таблице Менделеева располагаются так, что их свойства изменяются периодическим образом.

Периодическая система была составлена Дмитрием Менделеевым во второй половине 19 века. Открытие не только позволило упростить работу химиков, она смогла объединить в себе как в единой системе все открытые химические вещества, а также предсказать будущие открытия.

Создание данной структурированной системы бесценно для науки и для человечества в целом. Именно это открытие дало толчок развитию всей химии на долгие годы.

Интересно знать ! Существует легенда, что готовая система привиделась ученому во сне.

В интервью одному журналисту ученый объяснил, что работал над ней 25 лет и то, что она ему снилась – вполне естественно, но это не значит, что во сне пришли все ответы.

Созданная Менделеевым система делится на две части:

• периоды – столбики по горизонтали в одну или две строки (ряды);
• группы – вертикальные строчки, в один ряд.

Всего в системе 7 периодов, каждый следующий элемент отличен от предыдущего большим количеством электронов в ядре, т.е. заряд ядра каждого правого показателя больше левого на единицу. Каждый период начинается с металла, а заканчивается инертным газом – именно это и есть периодичность таблицы, ведь свойства соединений меняются внутри одного периода и повторяются в следующем . При этом, следует помнить, что 1-3 периоды неполные или малые, в них всего 2, 8 и 8 представителей. В полном периоде (т.е. оставшихся четырех) по 18 химических представителей.

В группе располагаются химические соединения с одинаковой высшей , т.е. у них одинаковое электронное строение. Всего в системе представлено 18 групп (полная версия), каждая из которых начинается щелочью и заканчивается инертным газом. Все, представленные в системе субстанции, можно разделить на две основные группы – металл или неметалл.

Для облегчения поиска группы имеют свое название, а металлические свойства субстанций усиливаются с каждой нижней строчкой, т.е. чем ниже соединение, тем больше у него будет атомных орбит и тем слабее электронные связи. Также меняется и кристаллическая решетка – она становится ярко выраженной у элементов с большим количеством атомных орбит.

В химии используют три вида таблиц:

1. Короткая – актиноиды и лантаноиды вынесены за границы основного поля, а 4 и все последующие периоды занимают по 2 строчки.
2. Длинная – в ней актиноиды и лантаноиды вынесены за границу основного поля.
3. Сверхдлинная – каждый период занимает ровно 1 строку.

Главной считается та таблица Менделеева, которая была принята и подтверждена официально, но для удобства чаще используют короткую версию. Металлы и неметаллы в таблице Менделеева располагаются согласно строгим правилам, которые облегчают работу с ней.

Металлы в таблице Менделеева

В системе Менделеева сплавы имеют преобладающее число и список их весьма велик – они начинаются с Бора (В) и заканчиваются полонием (Po) (исключением являются германий (Ge) и сурьма (Sb)). У этой группы есть характерные признаки, они разделены на группы, но их свойства при этом неоднородны. Характерные их признаки:

• пластичность;
• электропроводимость;
• блеск;
• легкая отдача электронов;
• ковкость;
• теплопроводность;
• твердость (кроме ртути).

Из-за различной химической и физической сути свойства могут существенно отличаться у двух представителей этой группы, не все они похожи на типичные природные сплавы, к примеру, ртуть – это жидкая субстанция, но относится к данной группе.

В обычном своем состоянии она жидкая и без кристаллической решетки, которая играет ключевую роль в сплавах. Только химические характеристики роднят ртуть с данной группой элементов, несмотря на условность свойств этих органических соединений. То же самое касается и цезия – самого мягкого сплава, но он не может в природе существовать в чистом виде.

Некоторые элементы такого типа могут существовать только доли секунды, а некоторые не встречаются в природе совсем – их создали в искусственных условиях лаборатории. У каждой из групп металлов в системе есть свое название и признаки, которые отличают их от других групп.

При этом отличия у них весьма существенные. В периодической системе все металлы располагаются по количеству электронов в ядре, т.е. по увеличению атомной массы. При этом для них характерно периодическое изменение характерных свойств. Из-за этого в таблице они не размещаются аккуратно, а могут стоять неправильно.

В первой группе щелочей нет веществ, которые бы встречались в чистом виде в природе – они могут пребывать только в составе различных соединений.

Как отличить металл от неметалла?

Как определить металл в соединении? Существует простой способ определения, но для этого необходимо иметь линейку и таблицу Менделеева. Для определения надо:

1. Провести условную линию по местам соединения элементов от Бора до Полония (можно до Астата).
2. Все материалы, которые будут слева линии и в побочных подгруппах – металл.
3. Вещества справа – другого типа.

Однако у способа есть изъян – он не включает в группу Германий и Сурьму и работает только в длинной таблице. Метод можно использовать в качестве шпаргалки, но чтобы точно определить вещество, следует запомнить список всех неметаллов. Сколько их всего? Мало – всего 22 вещества.

В любом случае, для определения природы вещества необходимо рассматривать его в отдельности. Легко будет элементы, если знать их свойства. Важно запомнить, что все металлы:

1. При комнатной температуре – твердые, за исключением ртути. При этом они блестят и хорошо проводят электрический ток.
2. У них на внешнем уровне ядра меньшее количество атомов.
3. Состоят из кристаллической решетки (кроме ртути), а все другие элементы имеют молекулярную или ионную структуру.
4. В периодической системе все неметаллы – красного цвета, металлы – черного и зеленого.
5. Если двигаться слева направо в периоде, то заряд ядра вещества будет увеличиваться.
6. У некоторых веществ свойства выражены слабо, но они все равно имеют характерные признаки. Такие элементы относятся к полуметаллам, например Полоний или Сурьма, они обычно располагаются на границе двух групп.

Внимание! В левой нижней части блока в системе всегда стоят типичные металлы, а в правой верхней — типичные газы и жидкости.

Важно запомнить, что при перемещении в таблице сверху вниз становятся сильнее неметаллические свойства веществ, поскольку там располагаются элементы, которые имеют отдаленные внешние оболочки . Их ядро отделено от электронов и поэтому они притягиваются слабее.

Полезное видео

Подведем итоги

Отличить элементы будет просто, если знать основные принципы формирования таблицы Менделеева и свойства металлов. Полезно будет также запомнить и список остальных 22 элементов. Но не нужно забывать, что любой элемент в соединении следует рассматривать в отдельности, не учитывая его связей с другими веществами.

Вконтакте

― это способность поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары.
К неметаллам относят 22 элемента.
Положение неметаллических элементов в периодической системе химических элементов

Строение атомов неметаллов

Строения молекул неметаллов. Физические свойства неметаллов

· водород ― H 2 ;

· азот ― N 2 ;

· кислород ― O 2 ;

· фтор ― F 2 ;

· хлор ― CI 2 .

· гелий ― He;

· неон ― Ne;

· аргон ― Ar;

· криптон ― Kr;

· ксенон ― Xe;

· радон ― Rn).

· йод ― I;

· астат ― At.

Деление химических элементов на металлы и неметаллы достаточно условно. Существует небольшая группа элементов, которые при некоторых условиях ведут себя нетипичным образом. Например, алюминий может реагировать не только с кислотами, как большинство металлов, но и со щелочами, как неметаллические элементы. А германий, являющийся неметаллом, может проводить электрический ток, как типичный металл. В нашей статье мы рассмотрим физические и химические свойства неметаллов, а также их применение в промышленности.

Формула валентного уровня

В основе различий в характеристиках элементов лежит строение их атомов. Неметаллы имеют от 4 до 8 электронов на последнем энергетическом уровне, исключением будут водород, гелий и бор. Практически все неметаллы относятся к p-элементам. Например, это хлор, азот, кислород. Этому правилу не подчиняются гелий и водород, являющиеся p-элементами. Физические свойства неметаллов, а также способность к химическим превращениям, обусловлены их расположением в периодической системе.

Место неметаллов в системе химических элементов

Изменение свойств атомов неметаллических элементов происходит с увеличением порядкового номера. В периоде благодаря увеличению заряда ядра происходит сжатие атома и уменьшение его радиуса. Также усиливается окислительная способность, а восстановительные свойства элементов ослабевают. Физические свойства неметаллов, а также особенности их взаимодействия с другими веществами зависят от строения их внешнего энергетического уровня. От него же зависит и способность атомов притягивать в сферу своего влияния чужие электроны. Например, во втором периоде от бора до фтора электроотрицательность неметаллов увеличивается. Самым активным среди всех неметаллических элементов является фтор. В своих соединениях он сильнее всех удерживает чужие электроны, сохраняя заряд -1.

Физические свойства неметаллов

Неметаллы существуют в различных агрегатных состояниях. Так, бор, углерод, фосфор - твердые соединения, бром - жидкость, азот, водород, кислород - газы. Все они не проводят электрический ток, менее прочные, чем металлы, имеют низкую теплопроводность. Вид кристаллической решетки также влияет на физические свойства неметаллов. Например, соединения с молекулярной решеткой (йод, сера, фосфор) имеют низкую температуру кипения и плавления, а также летучи. Атомное кристаллическое строение присуще кремнию, алмазу. Эти вещества очень прочные, их температуры плавления и кипения высокие.

Химические свойства

Прямая реакция соединения металлов и неметаллов приводит к получению бинарных соединений класса солей: нитридов, карбидов, хлоридов.

Например:

6Na + N 2 = 2 Na 3 N.

Неметаллические элементы способны взаимодействовать друг с другом. Главное условие протекание таких процессов: элементы должны иметь различную электроотрицательность. Например:

6Cl 2 + 4P =4 PCl 3 .

Большинство неметаллов, за исключением йода, напрямую окисляются кислородом. При этом образуются бинарные соединения - кислотные оксиды:

C + O 2 = CO 2 - диоксид карбона, или углекислый газ.

Возможны реакции неметаллов с некоторыми оксидами. Так, углерод применяют в качестве элемента, восстанавливающего металлы из их оксидов:

C + CuO = Cu + CO.

Кислоты - сильные окислители (например, нитратная), способны взаимодействовать с неметаллами, окисляя их до оксидов:

C + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Галогены

Элементы, расположенные в главной подгруппе седьмой группы таблицы периодической системы, являются в химическом отношении самыми активными неметаллами. Их атомы имеют одинаковое количество электронов -7 на последнем энергетическом уровне, что и объясняет схожесть их химических характеристик.

Физические свойства простых веществ - неметаллов различны. Так, фтор, хлор находятся в газообразной фазе, жидкостью является бром, а твердое состояние присуще йоду. Активность галогенов в группе с увеличением заряда ядра атома ослабевает, фтор является самым реакционно способным среди галогенов. В реакционной способности ему ступает лишь кислород, входящий в группу халькогенов. Сила водородных соединений галогенов, водные растворы которых являются кислотами, от фтора до йода возрастает, а растворимость малорастворимых солей уменьшается. Особое положение фтора среди галогенов касается и его способности к реакциям с водой. Галоген может разлагать воду, образуя различные продукты: собственный оксид F 2 O, озон, кислород и перекись водорода.

Элемент является самым распространенным на Земле. Его содержание в почве составляет более 47%, а масса газа в воздухе равна 23,15%. Общие физические свойства неметаллов, таких как азот, кислород, водород, находящихся в газообразном состоянии, определяются строением их молекул.

Все они состоят из двух атомов, связанных ковалентными неполярными связями. В атоме кислорода на последнем энергетическом уровне находятся два свободных p-электрона. Поэтому степень окисления элемента обычно равна -2, а в соединениях со фтором (например, OF 2) +2. Кислород плохо растворим в воде, при температуре -183 ⁰C он превращается в легко подвижную жидкость голубого цвета, способную притягиваться магнитом. Элемент представлен двумя простыми веществами: кислородом O 2 и озоном O 3 . Характерный запах озона можно ощутить в воздухе после грозового дождя. Вещество чрезвычайно агрессивно, разлагает органические материалы и окисляет даже пассивные металлы, такие как платина или золото. Большинство сложных веществ - оксидов, солей, оснований и кислот - содержат в составе своих молекул атомы кислорода.

Как и кислород, сера очень распространена в земной коре, ее атомы также входят в состав органических веществ, например белков. Велико содержание серы в геотермальных источниках и вулканических газах. Наиболее распространенные серосодержащие минералы: пирит FeS 2 , цинковый и свинцовый блеск ZnS, PbS.

На просьбу: "Перечислите физические свойства неметаллов", мы можем ответить, назвав, например, свойства серы. Она является диэлектриком. Вещество плохо сохраняет тепловую энергию, хрупкое, крошится при ударе, не растворяется в воде. Может формировать несколько аллотропных форм, называемых ромбической, пластической и моноклинной. Природная сера имеет желтую окраску и ромбическое строение. В химических реакциях с металлами и некоторыми неметаллами ведет себя как окислитель, а с галогенами и кислородом - проявляет восстановительные свойства.

В нашей статье на примере галогенов, кислорода и серы мы рассмотрели свойства неметаллических элементов.

Класс: 9

Тема: Неметаллы. Общая характеристика неметаллов.

Цели:

• изучить положение неметаллов в ПС;
• изучить особенности строения атомов неметаллов;
• изучить явление аллотропии на примере неметаллов;
• изучить физические свойства неметаллов;
• рассмотреть ЭО как меру «неметалличности»;
• рассмотреть относительность понятий «металл-неметалл»;
• изучить водородные соединения неметаллов.
• развивать когнитивную сферу учащихся;
• развивать общеучебные умения и навыки: умение, работать по плану, умение работать с книгой;
• развивать умение делать самостоятельные выводы.
• воспитывать культуру умственного труда;
• воспитывать дисциплинированность и чувство ответственности.

Оборудование и реактивы: образцы неметаллов - простых веществ H 2 , O 2 , Cl 2 (в пробирках с пробками); Br 2 (в ампуле); S, J 2 , P (красный), активированный уголь, пьезо-зажигалка, йодкрахмальная бумажка.

Тип урока: урок усвоения новых знаний.

Методы обучения: словесные (рассказ, объяснение, беседа); иллюстративные (схемы); наглядные (мультимедийное наглядное пособие); проблемно-поисковый.

ФОПД: фронтальная, индивидуально-обособленная, групповая (динамические группы).

Технологии: элементы технологии «Сотрудничества», личностно-ориентированного обучения. Информационно-коммуникационные технологии.

Ход работы:

I. Организационный момент.

II. Актуализация знаний.

Ответьте на вопросы:

• на какие 2 большие группы условно делятся все Х.Э.?
• каково положение в ПС металлов?

III. Изучение

1. Положение неметаллов в ПС

Неметаллы расположены в основном в правом верхнем углу ПС, условно ограниченном диагональю бор-астат. Самым активным является фтор.

2. Особенности строения атомов неметаллов .

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

Для атомов неметаллов, по сравнению с атомами металлов 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. Электроотрицательность – мера неметалличности, т.е. чем более электроотрицателен данный химический элемент, тем ярче выражены неметаллические свойства.

3. Кристаллическое строение неметаллов-простых веществ. Аллотропия.

Если металлы – простые вещества образованы за счет металлической связи, то для неметаллов – простых веществ характерна ковалентная неполярная химическая связь. 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 или модификациями.

4. Сообщения.

5. Физические свойства неметаллов.

1. Ковкость отсутствует
2. Блеска нет
3. Теплопроводность (только графит)
4. Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.
5. Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)
6. Агрегатное состояние:

• газообразное(H 2 , O 2 , Cl 2 ,F 2 , O 3)
• твердое (Р, С)
• жидкое (Br 2)

6. Химические свойства неметаллов.

Неметаллы в химических реакциях могут быть восстановителями и окислителями (фтор, кислород.)

7. Водородные соединения неметаллов.

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

Летучие водородные соединения неметаллов можно разделить на три группы:

1) Хорошо растворимые в воде (HCl, HBr, HJ, H 2 S, H 2 Se, NH 3), которые диссоциируют на ионы, проявляя кислотные и основные свойства.

2) Соединения, разлагаемые водой:

BH 3 + 3H 2 O = H 3 BO 3 + 3H 2

3) Летучие водородные соединения

CH 4 , PH 3 , которые не взаимодействуют с водой.

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

Выводы:

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

IV. Закрепление изученного. Рефлексия.

1) Вставьте слова, пропущенные в тексте.
Атомы ____ в отличие от атомов ____ легко принимают наружные электроны, являются ____

2) Вставьте слова, пропущенные в тексте.
Неметаллические свойства элементов с увеличением порядкового номера в периодах ____
В группах неметаллические свойства элементов ____

3) Пользуясь периодической таблицей, запишите молекулярные формулы высших кислородных соединений неметаллов III периода. Как будет изменяться кислотный характер?

4) Запишите формулы водородных соединений элементов VII А группы. Как изменяются кислотные свойства с увеличением порядкового номера элемента?

5) Водород занимает в периодической таблице два места: в I А группе и в VII А группе. Запишите молекулярные формулы водородных соединений Na, K, Cl, F.

6) Какую высшую степень окисления имеют следующие элементы?

7) Определите, окислителем или восстановителем является сера в следующих реакциях:

H 2 +S=H 2 S
S -

2SO 2 + O 2 → 2SO 3
S -

8) Наиболее ярко выраженные неметаллические свойства проявляет вещество, образованное из атомов, в которых число электронов во внешнем электронном слое равно____.

9) Наиболее электроотрицательными являются атомы…..

Серы фосфора кремния хлора

10) Типичному неметаллу соответствует следующая схема распределения электронов по электронным слоям:

• 2, 8, 2
• 2, 8, 7

Поменяйтесь тестом с соседом и проверьте тест вместе со мной.

V. Читаем по учебнику состав воздуха стр. 74

VI. Решаем упражнения 1–4 стр.75

VII. Оценки и домашнее задание.

Д/З § 15 Неметаллы.

Условные обозначения:
ПС – периодическая система
е – электрон
Э.О. – электроотрицательность
А. – аллотропия
Х.р. – химическая реакция

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».

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