Общая характеристика неметаллов

Элементы с неметаллическими свойствами находятся в IIIA-VIIA - группах Периодической системы:

Период	IIIA	IVA	VA	VIA	VIIA
	B	C	N	O	F
		Si	P	S	Cl
			As	Se	Br
				Te	I
					At

Общая электронная формула атомов неметаллов ns ² np ¹⁻⁵, этому соответствует большое разнообразие степеней окисления неметаллов в соединениях. Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению высокой окислительной активности. Вот почему значения электроотрицательности у них велики. Отсюда многообразие в химических свойствах и способах получения неметаллов.

Другая характерная особенность неметаллов - стремление образовывать ковалентные связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. Поэтому и простые вещества и соединения неметаллов имеют ковалентное строение.

В свободном виде встречаются газообразные вещества - F₂, Cl₂, O₂, N₂ и Н₂, твердые - I₂, At, S, Te, P, As, C, Si и В, при комнатной температуре известен один жидкий неметалл - бром Br₂.

Нередко для неметаллов наблюдается аллотропия, например у кислорода (О₂ и О₃) и углерода (графит, алмаз, карбин, фуллерен).

В природе встречаются самородные неметаллы - N₂ и O₂ (в воздухе), сера (в земной коре), но чаще неметаллы в природе находятся в химически связанном виде. В первую очередь это вода и растворенные в нейсоли, затем - минералы и горные породы (например, различные силикаты, алюмосиликаты, фосфаты, бораты, сульфаты и карбонаты).

По распространенности в земной коре неметаллы занимают самые различные места: от трех самых распространенных элементов (O, Si, H) до весьма редких (As, Se, I, Te).

Получение неметаллов

* водород (Н₂)

в промышленности получают:

- разложением метана: СH₄® C + 2H₂

- конверсией (превращением) метана или кокса с водяным паром

CH₄ + 2H₂O ® CO₂+ 4H₂C + H₂O ® CO + H₂

- электролизом насыщенных растворов хлорида натрия и калия

2KCl + 2H₂O ® 2KOH + H₂ + Cl₂

- электролизом воды (в присутствии серной кислоты): 2H₂O ® 2H₂ + O₂

в лаборатории получают:

- действием кислоты на металлы (в аппарате Киппа)

Zn + 2HCl ® ZnCl₂ + H₂ Zn + H₂SO₄ (разб.) ® ZnSO₄ + H₂

- восстановлением активными металлами из воды

Ca + 2H₂O ® Ca(OH)₂ + H₂ 2Na + 2H₂O ® 2NaOH + H₂

- разложением гидридов металлов водой или кислотой

CaH₂ + 2HCl ® CaCl₂ + 2H₂ CaH₂ + H₂O ® Ca(OH)₂ + 2H₂

* кислород (О₂)

в промышленности получают:

- электролизом воды (в присутствии серной кислоты): 2H₂O ® 2H₂ + O₂

- ректификацией (отгонкой) из жидкого воздуха отгоняется при Т = - 183 ⁰С

в лаборатории получают:

- термическим разложением солей кислородсодержащих кислот

2KClO₃ ® 2KCl + 3O₂ (150 ⁰С, kt MnO₂)

2KMnO₄® K₂MnO₄+ MnO₂+ O₂ (200 ⁰С)

- разложением пероксидов или реакциями с их участием

2K₂O₂ + 2CO₂ ® 2K₂CO₃+ O₂ 2BaO₂ ® 2BaO + O₂

* азот (N₂)

в промышленности получают:

- ректификацией (отгонкой) из жидкого воздуха отгоняется при Т = - 196 ⁰С

в лаборатории получают:

- разложением нитрита и дихромата аммония

NH₄NO₂ ® N₂ + 2H₂O

(NH₄)₂Cr₂O₇® N₂ + Cr₂O₃+ 4H₂O

- окислением аммиака: 2NH₃ + 3CuO ® 3Cu + N₂ + 3H₂O

* галогены(F₂, Cl₂, Br₂, I₂)

в промышленности получают:

- электролизом расплава фторидов и хлоридов

2NaF ® 2Na + F₂ 2NaCl ® 2Na + Cl₂

- бром, йод вытеснением хлором из бромидов и иодидов, содержащихся в

природных водах:

2NaBr + Cl₂® 2NaCl + Br₂¯ 2NaI + Cl₂® 2NaCl + I₂¯

в лаборатории получают:

- термическим разложением фторида кобальта: 2CoF₃® 2CoF₂+ F₂

- действием конц. HCl на сильный окислитель при нагревании:

MnO₂+ 4HCl ® MnCl₂+ Cl₂ + 2 H₂O

2KMnO₄+ 16HCl ® 2KCl + 2MnCl₂+ 5Cl₂ + 8H₂O

Ca(ClO)₂ + 4HCl ® CaCl₂+ 2Cl₂ + 2H₂O

- действием конц. H₂SO₄ на HBr: 2HBr + H₂SO₄® Br₂¯ + 2H₂O + SO₂

- действием перекиси водорода на HI: 2HI + H₂O₂® I₂¯ + 2H₂O

* фосфор (Р)

в промышленности получают:

- восстановлением углём из природного фосфорита при Т =1500 ⁰С

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

- полученный фосфор переводят в красный или черный

P (белый) ® Р (красный) при T = 280 - 340 ⁰C, без доступа воздуха

Р (белый) ® Р (чёрный) при T = 200 ⁰C и высоком давлении

* сера (S)

в промышленности

- получают из газов коксовых печей:

2H₂S + SО₂® 2H₂O + 3S¯

H₂S + Cl₂® HCl + S¯

H₂S + H₂SO₄® H₂SO₃+ H₂O + S¯

- выплавкой из самородной серы

* углерод (С)

в промышленности получают:

- графит из смеси кокса и каменноугольной смолы

- уголь нагреванием древесины без доступа воздуха

- искусственные алмазы (фианиты) из графита при высокой температуре и

давлении в присутствии катализатора

- алмазы, уголь и графит встречаются в природе в свободном состоянии

Химические свойства неметаллов

* отношение к воде: при обычных условиях с водой частично взаимодействуют хлор и бром с образованием хлорной и бромной воды; фтор разлагает воду; некоторые неметаллы реагируют только с перегретым водяным паром.

С1₂ + Н₂О «НСІ + НСlO; Вr₂ + Н₂О «НВr + НВrО

F₂ + Н₂О ® 2НF + О; О + F₂ ® OF₂О + О ® О₂; О₂ + О ® О₃

* отношение к кислотам: неметаллы реагируют только с кислотами, обладаю-щими сильными окислительными (НNОз, Н₂SО₄конц.) или восстановитель-ными (Н₂S, НГ) свойствами (где Г - С1, Вr, I).

1) взаимодействие с НNО₃, Н₂SО₄: неметалл окисляется до соответствующей кислоты, НNО₃(конц.) восстанавливается до NО₂, а НNО₃ (разб.) - до NO; Н₂SО₄(конц.)восстанавливается до SО₂:

S + 2НNО₃ (разб.) ® Н₂SО₄ + 2NO

S + 6НNО₃ (конц.) ® Н₂SО₄+ 6NО₂ + 2Н₂О

S + 2Н₂SО₄ (конц.) ® 3SО₂ + 2Н₂О

3Р + 5НNО₃ (разб.) + Н₂О ® 3Н₃РО₄ + 5NO

Р + 5НNО₃ (конц.) ® НРО₃ + 5NО₂ + 2Н₂О

2) взаимодействие с Н₂S, НГ: неметалл восстанавливается до соответсвующей кислоты, а Н₂S до S¯ или SО₂, где Г - С1₂, Вr₂, I₂(искл. F₂).

Н₂S + Г₂ ® 2НГ + S¯

2Н₂S + 3О₂ ® 2Н₂О + 2SО₂

2Н₂S + О₂ (изб) ® 2S¯+ 2Н₂О

3) более активные галогены вытесняют менее активные из кислот типа НГ (искл. НF). В ряду: F₂® С1₂® Вг₂® І₂активность падает.

2НВr + С1₂ ® 2НСІ + Вr₂

2HI + СІ₂ ® 2HCl + I₂ ¯

2HI + Вr₂ ® 2НВr + I₂ ¯

* отношение к основаниям: только щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами (Sі, S, Р, F₂, Сl₂, Вr₂, І₂).

Sі + 2КОН + Н₂О ® К₂SіО₃ + 2Н₂

3 S + 6КОН ® 2К₂S + К₂SО₃ + 3Н₂О

С1₂ + 2КОН ® КС1 + КСlO + Н₂O

С1₂ + 6КОН ® 5КС1 + КC1О₃ + 3Н₂О

С1₂ + Са(ОН)₂ ® СаОС1₂ + Н₂О

2F₂ + 2NаОН ® 2NаF + ОF₂ + Н₂О

4Р + 3NаОН + 3Н₂О ® 3NаН₂РО₂ + РН₃

* отношение к солям: более активные галогены вытесняют менее активные из растворов их солей (F₂ реагирует только с Н₂О, а не с солью); из твердых солей галогены друг друга не вытесняют.

2FеС1₂ + С1₂ ® 2FеС1₃Na₂SО₃ + S ® Na₂S₂О₃

2NаNО₂ + О₂ ® 2NаNО₃ Nа₂S + Вr₂ ® 2NaВr + S¯

5КClO₃ + 6Р ® 5КС1 + 3Р₂О₅ВаSО₄ + 2С ® ВаS + СО₂

К₂Сг₂О₇ + S ® Сг₂О₃ + К₂SО₄2KI + Вr₂ ® 2КВr + I₂

2КВr + С1₂ ® 2КС1 + Вr₂2NаІ + С1₂ ® 2NаС1 + І₂¯

* отношение к металлам и неметаллам: взаимодействие металлов и неметаллов (см. свойства металлов), неметаллы друг с другом образуют также бинарные соединения.

2Cl₂ + 2P (нед.) ® 2PCl₃5Cl₂ + 2P (изб.) ® 2PCl₅

4P + 3O₂ (нед.) ® 2P₂O₃4P + 5O₂ (изб.) ® 2P₂O₅

Cl₂+ H₂ ® 2HCl F₂ + H₂ ® 2HF

2F₂ + Si ® 2SiF₄2F₂ + S ® SF₆

2Н₂ + O₂ ® 2H₂O H₂ + S ® H₂S

I₂ + H₂ ® 2HI 2P + 3S (нед.) ® P₂S₃

2S + C ® CS₂2P + 5S (изб.) ® P₂S₅

N₂ + O₂ ® 2NO (T> 2000 ⁰C) Г₂ + O₂ ¹ (где Г - С1, Вr, I)

Дата добавления: 2016-01-03; просмотров: 80; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 3 4 5 6 7 8 910

Мы поможем в написании ваших работ!