НЕМЕТАЛЛЫ. Общая характеристика неметаллов. Общая характеристика неметаллов

• Название: Общая характеристика неметаллов
• Анкор: НЕМЕТАЛЛЫ
• Дата: 06.12.2022
• Размер: 4.64 Mb.
• Имя файла: Общая характеристика неметаллов.pptx
• Тип: Документы; #830923

Общая характеристика неметаллов

Неметаллические свойства элементов определяются способностью атомов «принимать» электроны, т.е. проявлять при взаимодействии с атомами других элементов окислительные свойства.

22 неметалла

ПОЧЕМУ?

Атомы неметаллов

Характеристики сравнения	Атомы металлов	Атомы неметаллов
Количество электронов на внешнем уровне
Радиус атома
Электроотрицательность
Способность отдавать и принимать электроны с целью завершения внешнего энергетического уровня

Задание :

Сравните строение электронных оболочек и атомные характеристики (радиус, электроотрицательность, способность отдавать и принимать электроны) металлов и неметаллов.

1 – 3 4 и более

>

<

Способны только отдавать электроны

Более склонны принимать электроны, чем отдавать их

По периоду – уменьшается, по группе - возрастает

По периоду – возрастает, по группе - уменьшается

Особенности атомного строения неметаллов

Небольшой атомный радиус

На внешнем уровне 4-8 электронов

Располагаются только в главных подгруппах

Характерно высокое значение ЭО

Простые вещества - неметаллы строение

Задание :

Определите вид химической связи в молекулах N2, O2, Cl2, составьте схемы её образования, укажите её особенности

Типы кристаллических решеток

	Молекулярная решетка	Атомная решетка
Частицы в узлах решетки
Связь между частицами
Примеры
Физические свойства

Молекулы Атомы

Слабые межмолекулярные Прочная ковалентная связь взаимодействия взаимодействия

Малая прочность

Низкие температуры кипения и плавления

Высокая летучесть

Высокие температуры кипения и плавления

O2 N2

P4 S8

I2 He

C (алмаз)

Si

Бор

Формы существования атомов неметаллов

• Аллотропия
• Высокая твердость
• Тугоплавкость
• Полупроводники
• Образуют силициды, бориды, карбиды

Аллотропия

• Разные типы кристаллических решеток

Р - фосфор

Красный фосфор - атомная

Белый фосфор - молекулярная

Аллотропия

• Разная структура кристаллических решеток

С - углерод

Тетраэдр

Слоистая

Аллотропия

• Разный состав молекул

О - кислород

Кислород

Озон

Физические свойства неметаллов

Газы

Твердые вещества

Жидкость

Температура плавления

• 3 8000 С – у графита
• - 2100 С - азота

СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ

• В самородном состоянии О2 N2 инертные газы, С, S
• Физические методы (получение из воздуха)
• Химические реакции (ОВР: разложение, замещение и электролиз)

2NaCl+2H2O = 2NaOH + H2↑+ Cl2↑

2KMnO4 = K2MnO2 + MnO2 + 2O2

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2

2NaBr + 2H2SO4(к) = Br2 + SO2 + Na2SO4 + 2 H2O

в высокой степени окисления + восстановитель

в низкой степени окисления + окислитель

Типичные химические свойства неметаллов

Класс	Пример
Металлы	2Al + 3I2 = 2AlI3
Неметаллы	N2 + 3H2  2NH3
Вода	Cl2 + H2O  HCl + HClO (С, S, P, Si)
Оксиды	H2 + CuO = Cu + H2O
Конц. кислоты	C + 2H2SO4(конц) = CO2 + 2SO2 + 2H2O (S, P, I2)
Щелочи	Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O (S, P, Si)
Соли	Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2 (H2, O2, S, C)

t0

Водород: положение в ПСХЭ



1H 1s1

1 группа (IA)	17 группа (VIIA)
Восстановитель	Окислитель
СО = +1	СО = -1
1s1 ns1	1s1 ns2np5
Спектр с небольшим числом линий	Гидриды Галогениды
Металлический водород (450 ГПа, Ливерморская национальная лаборатория (США), 1996)	H2 F2, Cl2, Br2, I2

Водород: физические свойства и нахождение в природе



1. Газ, бесцветный, без вкуса, без запаха.

2. Растворимость в воде: 2,1V(H2) в 100V(H2O) при н.у.

3. Диффузия через металлы, стекло, резину.

4. tпл = -259,20С; tкип = -252,80С.

Водород: изотопный состав

Свойство	H2	D2	T2
Mr	2	4	6
tпл,0С	-259,2	-254,4	-252,5
tкип, 0С	-252,8	-249,5	-248,1
Распространенность (в % от 100)	99,98%	0,0156%	1 : 1017

Химические свойства: с простыми веществами

Реагент	Уравнение	Условия
Hal2	H2 + Hal2 = 2HHal Hal – F, Cl, Br	F - Tкомн, Cl - UV, Br - UV / 2300C (Pt)
O2	2H2 + O2 = 2H2O	400-6000C, tкомн (Pt)
S	H2 + S = H2S	2000C
N2	3H2 + N22NH3	4000C, 200 атм, Fe
C	C + 2H2 = CH4 2C + H2 = C2H2	6000C, Pt 1500-20000C
I2	H2 + I2  2HI	↑T,
M	Na + H2 = 2NaH Ca + H2 = CaH2	3000C 500-7000C

Химические свойства: со сложными веществами

Реагент	Уравнение	Условия
Оксиды металлов	H2 + Fe3O4 = 3Fe + 4H2O H2 + Cu2O = 2Cu + H2O H2 + Mn3O4 = 3MnO + H2O	6000C 250-4000C ↑T
Оксиды неметаллов	4H2 + CO2 = CH4 + 2H2O 2NO+2H2 = N2 + 2H2O	2000C, Cu2O
Соли	H2 + 2FeCl3 = 2FeCl2 + 2HCl H2 + Ag2SO4 = 2Ag + H2SO4 2H2 + BaSO4 = BaS + 4H2O	↑T 2000C 550-10000C
Бинарные соединения	H2 + СaC2 = Ca + C2H2 4H2 + CS2 = CH4 + 2H2S 3H2 + 2BCl3 = 2B + 6HCl	20000C 500C, Pt 800-12000C

Химические свойства: атомарный водород



Cильный восстановитель!!!

2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 + H2

KNO3 + 2HCl + Zn = KNO2 + ZnCl2 + H2O

2HCl + Zn = ZnCl2 + 2H0 (in situ)

3KNO3 + 5KOH + 8Al +18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4]

2Al+ 2KOH +6H2O = 2K[Al(OH)4] + 6H0 (in situ)

Получение водорода

Способ	Уравнение
Металл + кислота	Zn + H2SO4 (20%) = ZnSO4 + H2
Металл + щелочь	2Al + 2KOH + 6H2O = 3H2 + 2K[Al(OH)4]
Fe + водяной пар (10000C)	3Fe+ 4H2O = Fe3O4 + 4H2
Уголь + водяной пар (10000C)	C + H2O = CO + H2
Конверсия метана (11000C)	CH4 + H2O = CO + 3H2
Электролиз растворов солей	2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

Гидриды



металлические

полимерные

ионные

NaH + H2O = NaOH + H2

CaH2 + O2 = CaO + H2O (Сa(OH)2)

Вода: типичные свойства



PHal3 + 3H2O = H3PO3 + 3HHal↑

Пероксид водорода



Бесцветная вязкая жидкость

Хорошо растворим в воде

30-40% раствор – «пергидроль»

ρ = 1,443 г/см3 tпл = -0,410С tкип = 150,20С

Неустойчив, самопроизвольно разлагается:

2H2O2 = 2H2O+ O2



Na2SO3 +H2O2 = Na2SO4 +H2O

-1

H2O2

2KMnO4 +5H2O2 + 3H2SO4 =

5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 +8H2O

Ox

Red

-1

+1

-2

0

-1

-2

+4

+6

-1

0

+7

+2

чаще

H+, Н2О

чаще

ОН-

Пероксид водорода



2H2O

+2ē

+2ē

Нейтральная

и щелочная среда

Кислая среда

-2

H2O2

2 OH-

-1

-2

O2

0

-2ē

Сl2 +H2O2 + 2NaOH = 2NaCl + 2H2O + O2

2К3[Cr(OH)6]+ 3H2O2 = 2К2CrО4 + 8H2O + 10КOH

чаще

H+, Н2О

чаще

ОН-

PbS +4H2O2 = PbSO4 + 4H2O

Галогены: общая характеристика



17 (VIIA) группа ПСХЭ: 9F, 17Cl, 35Br, 53I, 85At, 117Ts

Hal ns2np5

Свойство	F	Cl	Br	I
+z	9	17	35	53
Электронная конфигурация	[He]2s22p5	[Ne]3s23p5	[Ar]4s24p5	[Kr]5s25p5
Атомный радиус, нм	0,039	0,073	0,085	0,104
Электроотрицательность	4,00	3,20	3,00	2,70
Типичные СО	-1, 0	-1, 0, +1, +3, +5, +7

Галогены: физические свойства и нахождение в природе

Свойство	F2	Cl2	Br2	I2
Цвет	Оранжево-желтый	Желто-зеленый	Красно-коричневый	Фиолетово-черный
Mr	38	71	160	254
tпл,0С	-220	-100	-7	114
tкип, 0С	-188	-34	59	185
Содержание в земной коре	6*10-2	2*10-2	2*10-4	4*10-5
Типичные природные соединения	KF	NaCl, KCl, KCl*NaCl, KCl*MgCl2*6H2O	NaBr, KBr	NaI, KI

Химические свойства: с простыми веществами

Реагент	F2	Cl2	Br2	I2
H2	HF	HCl	HBr	HI
O2	OF2 (разряд)	-	-	-
S	SF6	S2Cl2, SCl2, SCl4	S2Br2	-
P	PF3, PF5	PCl3, PCl5	PBr3, PBr5	PI3, PI5
Металлы	AlF3, FeF3, CuF2	AlCl3, FeCl3, CuCl2	AlBr3, FeBr3, FeBr2, CuBr2	AlI3, FeI2, Cul

Взаимодействие с водой



Взаимодействие со сложными веществами

Реагент	Уравнение
Щелочи	Хлор, бром: Hal2 + 2KOH = KHal + KHalO + H2O 00С 3Hal2 + 6KOH = 5KHal + KHalO3 + 3H2O 600С Йод: 3l2 + 6KOH = 5Kl + KlO3 + 3H2O
Галогениды	Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2 Cl2 + 2KI = 2KCl + I2 Br2 + 2KI = 2KBr + I2
Оксиды	Cl2 + MgO = MgCl2 + O2 SiO2 + 2F2 = SiF4 + O2
Окислители	3l2 + 10HNO3(конц) = 6HlO3 + 10NO2 + 2H2O I2 + 5Cl2 +6H2O = 2HIO3 + 10HCl
Восстановители	3Br2 + S +4H2O = 6HBr + H2SO4 3Cl2 + 3H2O2 = 2HCl + 2H2O + O2

Получение галогенов

Способ	Уравнение
Окисление галогенидов	2CaCl2 + 2SiO2 +O2 = 2CaSiO3 + 2Cl2 MnO2+2H2SO4+2KI=I2 +MnSO4+2H2O+K2SO4 Cl2 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 Cl2 + 2NaI = 2NaCl + I2
Окисление HHal	16HCl+2KMnO4 = 5Cl2+2MnCl2+2KCl+ 8H2O
Электролиз растворов солей	2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2
Электролиз расплавов солей	2NaCl = 2Na + Cl2 KF = F2 + 2K (8570C) KF*2HF = H2 + F2 + KF (1000C)

Соединения галогенов



HНal – бесцветные газы, хорошо растворимы в воде

1 V H2O – 507 V HCl или 612V HBr (н.у.)



Водные растворы HНal – сильные кислоты-неокислители

В ряду HF → HCl → HBr → HI сила кислот ↑

Получение

Способ	Уравнение
Прямой синтез	H2 + Hal2 = 2HHal
Вытеснение из солей	NaCl+H2SO4 (75-80%)= NaHSO4+HCl↑ NaCl+NaHSO4 = Na2SO4+HCl↑ 5300С
Гидролиз галогенидов неметаллов	PHal3 + 3H2O = H3PO3 + 3HHal↑

Свойства HHal

Способ	Уравнение
C металлами (до H)	Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
С аммиаком	NH3 + HCl = NH4Cl
С основаниями	Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
С основными оксидами	CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O
C окислителями	2HBr + 3H2SO4(конц) = Br2 + SO2 + 2H2O 8HI + 3H2SO4(конц) = 4I2 + H2S + 4H2O 4HСl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Электролиз	2HСl = H2 + Cl2

Продукты ОВР



2 Hal-

-1

+2ē

-2ē

Hal2

2HalO-

2HalO3-

0

+5

+1

-2ē

-10ē

±2ē

±6ē

Халькогены: общая характеристика



16(VIA) группа ПСХЭ: 8O, 16S, 34Se, 52Te, 84Po, 116Lv

X ns2np4

Свойство	O	S	Se	Te
+z	8	16	34	52
Электронная конфигурация	[He]2s22p4	[Ne]3s23p4	[Ar]4s24p4	[Kr]5s25p4
Ковалентный радиус, нм	0,074	0,104	0,140	0,160
Электроотрицательность	3,44	2,58	2,55	2,10
Типичные СО	-2,-1, 0, +2	-2, 0, +2, +4, +6

Физические свойства

O	S
O2 : ↑, б/ц, б/в, б/з 4,89V(O2) в 100 V(H2O) tпл = -2190С tкип = -1830С параманитен	Ромбическая сера S8 Легкоплавкий светло-желтый порошок, нерастворима в воде, не смачивается водой, хорошо растворима в жидком аммиаке и сероуглероде tпл = 1130С tкип = 4460С ρ = 2,07г/см3 t↑↓ Ромбическая S Пластическая S
O3 : ↑, б/ц (голубой), резкий запах 1,8 V(O3) в 100 V(H2O) tпл = -1930С tкип = -1120С диамагнитен
	Моноклинная сера S8 Игольчатые светло-желтые кристаллы, образуются из ромбической серы при нагревании и охлаждении ρ = 1,96г/см3

Нахождение в природе



Кислород – основной элемент биосферы

Сера

Содержание серы в земной коре: 4,8*10-3 %

1. Самородная сера

2. Сульфиды: халькопирит CuFeS2, сфалерит ZnS

3. Сульфаты: гипс CaSO4*2H2O, мирабилит Na2SO4*10H2O

4. В виде сернистых соединений: нефть, нефтяные газы, природный газ

Химические свойства кислорода и серы: взаимодействие с простыми веществами

Реагент	О2	S
H2	H2O (6000C)	H2S (2000C)
O2	-	SO2 (280-3600C, примесь SO3)
Hal2	OF2 (разряд)	SF6 S2Cl2 (1300C) SCl2 (200C)
N2	NO (разряд)	-
P	P2O5 (↑t)	P4S10, P4Sn (n=3-7)
C	CO (600-7000C) CO2 (10000C)	CS2 (700-8000C)
Mеталлы	Al2O3 Na2O2 (↑t) KO2	Al2S3 (150-2000C) Na2S (1300C) Na2S4, Na2S2 (расплав,1000C)
Не реагирует	Hal2 (-F2), инертные газы, Au, Ag, платиновые металлы (-Os)	Инертные газы, N2, Se, Te, Au, I2

Химические свойства кислорода и серы: взаимодействие со сложными веществами

Реагент	O2
Гидроксиды металлов в промежуточных СО	4Сr(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Cr(OH)3↓ 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3↓ ( 4Fe(OH)2 + O2 = 4FeO(OH) ↓ + 2H2O )
Соединения серы и азота в низших или промежуточных СО	2Na2SO3 + O2 = 2Na2SO4 4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3 2NO + O2 = 2NO2

Реагент	S
H2O	3S + 3H2O ↔ 2H2S + H2SO3
Щелочи	3S + 6NaOH = 2Na2S + Na2SO3+3H2O (500С) 4S + 8NaOH = 3Na2S + Na2SO4+3H2O (6000С)
Кислоты-окислители (конц.)	S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2+2H2O (кип.) S + 2H2SO4 = 3SO2+2H2O (кип.)

Получение серы и кислорода

Способ	Уравнение
Сжижение воздуха	Сжижение воздуха и последующая фракционная перегонка воздуха
Электролиз воды	2H2O = 2H2 + O2 (электр. ток)
Разложение пероксида водорода	2H2O2 = 2H2О + O2
Разложение солей	2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 (210-2400C)

Способ	Уравнение
Самородная сера	Излечение из подземных месторождений перегретым водяным паром и сжатым воздухом
Сжигание сернистых соединений	2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (избыток воздуха) 2H2S + SO2 = 2H2O + 3S

O2

S

Соединения серы. Сероводород



H2S – бесцветный газ, характерный неприятный запах

100 г H2O – 2,58V H2S (0,1М насыщенный р-р)



Водный раствор H2S – слабая двухосновная кислота

H2S ↔ HS- + H+ Kа= 1,3*10-7

HS- ↔ S2- + H+ Kа= 7,1*10-15

Получение

Способ	Уравнение
Гидролиз	Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3↓ + 3H2S↑
Вытеснение из солей	FeS + 2HCl = FeCl2 + H2S↑
Прямой синтез	H2 + S = H2S (в расплаве серы)

Свойства H2S

Способ	Уравнение
C кислородом	2H2S + 3O2 = 2SO2 + 2H2O (избыток O2) 2H2S + O2 = 2S + 2H2O (недостаток O2)
С аммиаком и основаниями	2NH3 + H2S = (NH4)2S NH3 + H2S = NH4HS NH3*H2O + H2S = NH4HS + H2O
С солями	H2S + 2AgNO3 = Ag2S↓ + 2HNO3 H2S + PbCl2 = PbS↓ + 2HCl
С оксидами	2H2S + SO2 = 2H2O + 3S (жидкость Вакенродера) 2H2S + 4SO2 + 6NaOH = 3Na2S2O3 + 5H2O H2S + ZnO = ZnS + H2O (800-10000C)
С металлами	H2S(влаж.) + Zn = ZnS + H2 (700-8000C) 2H2S + 2Na = 2NaHS + H2 (1500C)

Свойства H2S

Способ	Уравнение
С кислотами	H2S + H2SO4 (конц) = 4SO2↑ + 4H2O (кип.) H2S + H2SO4 (конц) = S↓ + SO2↑ + 2H2O (комн.) H2S + 8HNO3 (конц) = H2SO4 + 8NO2 ↑+ 4H2O (кип.) H2S + 2HNO3 (конц) = S↓ + 2NO2 ↑+ 2H2O (холод.)
C окислителями (S, SO2, H2SO4, Na2S2O3)	H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCI H2S + l2 = S↓ + 2HI (в р-ре) 4H2S + 3PbO2 = 3PbS +SO2↑+ 4H2O 3H2S + 2KMnO4 = 2MnO2 +S↓+ 2H2O + 2KOH

Соединения серы. Оксиды серы

SO2	SO3
↑, б/ц, удушливый запах 40V(O2) в 1 V(H2O) tпл = -750С tкип = -100С	Белый, гигроскопичный, при плавлении - подвижная жидкость. Образует несколько полиморфных модификаций, хорошо растворим в конц. H2SO4, tпл = -170С SO3+H2O = H2SO4 + 90 кДж
Получение
Сжигание серы и сульфидов S + O2 = SO2 4FeS2 + 11O2 = 8SO2 + 2Fe2O3		Каталитическое окисление SO2 2SO2 + O2 ↔ 2SO3 V2O5, 400-5000C
Разложение сульфитов кислотами Na2SO3 +2H2SO4 (70%) = 2NaHSO4 + SO2 + H2O

Свойства SO2 и сернистой кислоты

Способ	Уравнение
С водой	SO2 + nH2O = SO2 *nH2O (H2SO3) SO2 *6H2O 00C SO2 *nH2O ↔ H3O+ + HSO3- + (n-2)H2O H2SO3 ↔ H+ + HSO3- K1 = 1,3*10-2 HSO3- ↔ H+ + SO32- K2 = 6,2*10-8
C основными оксидами, основаниями и аммиаком	SO2 + NaOH = NaHSO3 SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O CaSO3↓ + SO2 + H2O = Ca(HSO3)2

Свойства SO2 и сернистой кислоты

Способ	Уравнение
C cолями	CaSO3↓ + SO2 + H2O = Ca(HSO3)2 Na2CO3 + 2SO2 + H2O = NaHSO3 + CO2↑ Na2CO3(конц) + 2SO2 = Na2SO3 + CO2↑
С кислородом	2SO2 + O2 ↔ 2SO3 (V2O5, 400-5000C) 2SO2 + 2H2O + O2 = 2H2SO4
C окислителями	SO2 + I2 + 2H2O + O2 = 2HI + H2SO4 5SO2+ 2KMnO4+ 2H2O=2MnSO4 + 2KHSO4 + H2SO4
С восстановителями	SO2 + С = S + СO2 (400-6000C) SO2 + 2СО = S + 2СO2 (Al2O3, 5000C) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O SO2 + 2H2 = S + 2H2O

Свойства SO3

Способ	Уравнение
С водой	SO3 + H2O = H2SO4 (разб) SO3 + H2O = H2SO4 (конц) - в присутствии H2SO4 SO3 + H2SO4 = H2S2O7
C основаниями и основными оксидами	SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O Fe2O3 + 3SO3 = Fe2(SO4)3
C восстановите- лями	2SO3 + C = 2SO2 + CO2 2SO3 + 2HBr = SO2↑ + Br2 + H2SO4 SO3 + 8HI = H2S↑ + 4I2 +3H2O

Свойства серной кислоты



H2SO4 – бесцветная, вязкая, гигроскопичная жидкость. Неограниченно смешивается с водой с выделением теплоты. Техническая смесь с SO3 - олеум.

Сильная кислота:

H2SO4 ↔ H+ + HSO4- K1 -

HSO4- ↔ H+ + SO42- K2 = 1,2*10-2

Свойства серной кислоты

Способ	Уравнение
C основаниями и основными оксидами	H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O H2SO4 + NH3*H2O = NH4HSO4 + H2O H2SO4 + 2NH3*H2O = (NH4)2SO4 + 2H2O H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
С солями	H2SO4 + Ba(NO3)2 = BaSO4↓ + 2HNO3 H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + CO2↑ + 2H2O H2SO4 + NaCl (крист) = NaHSO4 + HCl↑ (500C) H2SO4 + 2NaCl (крист) = Na2SO4 + 2HCl↑ (кип.) H2SO4(конц) + Na2SO4 = 2NaHSO4
С металлами до Н	Zn + H2SO4 (разб) = ZnSO4 + H2↑

Свойства серной кислоты



Взаимодействие концентрированной серной кислоты с металлами

H2SO4

SO2

+4

+2ē

+6ē

-2

S

H2S

Выс. конц., малоактивный в-ль

Умеренно выс. конц., средне активный в-ль

Низкая конц.,

активный в-ль

+8ē

0

+6

При низких температурах пассивирует железо, хром и алюминий

Свойства серной кислоты

Способ	Уравнение
C неметаллами	2H2SO4 + S = 3SO2 + H2O 2H2SO4 + C = 2SO2 + CO2 + 2H2O 6H2SO4 + 4P = 4H3PO3 + 6SO2
С восстановите-лями	H2SO4 + H2S = S + SO2 + 2H2O 3H2SO4 + 2KBr = SO2 + Br2 + 2H2O + 2KHSO4 5H2SO4 + 8Kl = H2S+ 4l2 + 4H2O +4K2SO4

Пниктогены: общая характеристика



15(VA) группа ПСХЭ: 7N, 15P, 33As, 51Sb, 83Bi, 115Mc

X ns2np3

Свойство	N	P	As	Sb	Bi
+z	7	15	33	51	83
Электронная конфигурация	[He]2s22p3	[Ne]3s23p3	[Ar]4s24p3	[Kr]5s25p3	[Xe]5s25p3
Ковалентный радиус, нм	0,7	1,1	1,2	1,4	1,5
Электроотрицательность	3,0	2,1	2,0	1,9	1,9
Типичные СО	-3 до +5	-3, 0, +3, +5	+3, +5		+3

Физические свойства азота



N2 : ↑, б/ц, б/в, б/з, 15V(N2) в 100 V(H2O)

tпл = -2100С, tкип = -1960С

Способы получения

1. Сжижение воздуха

2. Разложение нитрида лития:

2Li3N = 6Li + N2

3. Из нитритов и солей аммония:

NaNO2 + NH4Cl = N2 + 2H2O +NaCl

В земной коре

Селитры

NaNO3 - чилийская

KNO3 – индийская

Ca(NO3)2 - норвежская

Физические свойства фосфора



Получение фосфора



Содержание в земной коре: 0,04 атомных % (0,1 масс. %)

Минералы:

1) Апатиты:

Гидроксоапатит Ca5(PO4)3OH

Фторапатит Ca5(PO4)3F

2) Фосфорит Ca3(PO4)2

Способы получения

1. Восстановление фосфатов коксом :

2Ca3(PO4)2 + 6SiO2 +10C = P4 + 6CaSiO3 + 10CO↑ (электропечь, 15000C)

2. Восстановление метафосфорной кислоты:

4HPO3 + 12C = P4 + 2H2↑ + 12CO↑

Химические свойства азота и фосфора: взаимодействие с простыми веществами

Реагент	N2	P4
H2	NH3 (4000C, 200 атм, Fe)	-
O2	NO (разряд)	Р2O5 (P4O10)
Hal2	-	PHal3, PHal5
S	-	P4S10, P4Sn (n=3-7)
Mеталлы	Li3N (комн.) Mg3N2 (3000C)	Na3P (2000C) Ca3P2 (3500C)

Взаимодействие со сложными веществами

Реагент	Р4
Вода	2Р(красн.) + 8H2O = 2H3PO4 + 5H2 (7000C, Pt/Cu) Р4 + 6H2O = 3H3PO2 + РН3 (рН > 7)
Кислоты - оксилители	6H2SO4 (конц) + P4 = 4H3PO3 + 6SO2 5HNO3 (конц) + P(красн) = 4H3PO4 + 5NO2 + H2O (кип.)
Щелочи	Р4 + 3KOH(конц) + 3H2O = 3KH2PO2 + РН3 (кип.)

Водородные соединения азота и фосфора



NH3 и РН3 – бесцветные газы с резким запахом

NH3 tпл = -780C РН3 tпл = -1340C

tкип = -330C tкип = -880C

1 V H2O – 1200V NH3 (н.у.) 100 V H2O – 26V РH3 (н.у.)

Получение

Вещество	Способ
Аммиак	Прямой синтез 3H2 + N2 = 2NH3 (400-5000C, 10-300 атм, Fe) Ф. Габер
Фосфин	1. Взаимодействие фосфора со щелочами Р4 + 3KOH(конц) + 3H2O = 3KH2PO2 + РН3 (кип.) 2. Гидролиз фосфидов Ca3P2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ca(OH)2

Свойства аммиака и фосфина

Способ	Уравнение
C водой	NH3 + H2O = NH3*H2O NH3 + H2O = NH4+ + OН- Кд= 1,8*10-5 PH3 + H2O ↔ PH4+ + OН- Кд= 4*10-28
С кислородом	4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O (горение в атм. О2) 4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O (8000С, Pt) PH3 + 2O2 = HPО3 + H2O
С хлором и бромом	Cl2 + 2NH3 = NH2Cl + NH4Cl (комн.) 3Cl2 + 8NH3 = N2 + 6NH4Cl (сгорание)
C металлами	2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2 (2200C) 3Mg + 2NH3 = 2Mg3N2 + 3H2 (6000C)
C оксидами металлов	2NH3 + Al2O3 = AlN + 3H2O (10000C) 2NH3 + 3CuO = Cu + N2 + 3H2O (5000C)
C оксидами неметаллов	NH3 + H2O + СО2 = NH4HCO3 2NH3 + CO2 = C(NH2)2O + H2O (180-5000C, p)

Свойства аммиака и фосфина

Способ	Уравнение
С кислотами	NH3 + HCl = NH4Cl (соли аммония) PH3 + HI = PH4I (соли фосфония)
С растворами солей	FeCl2 +2NH3+2H2O = Fe(OH)2 + 2NH4Cl 3NH3+H2O+AgNO3=[Ag(NH3)2]OH+ NH4NO3 NiCl2 + 6NH3 = [Ni(NH3)6 ]Cl2
C окислителями	2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O 2NH3 + 3H2O2 = N2 + 6H2O

Оксиды азота и фосфора



Свойства азотистой кислоты и нитритов





HNO2 – существует только в растворах.



Получение:



Ba(NO2)2 + H2SO4 = 2HNO2↑+ BaSO4↓

Свойства

1) Легко разлагается:

3HNO2 = HNO3 + 2NO↑ + H2O

2) Окислитель и восстановитель

2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + K2SO4 + Na2SO4 + 2H2O

5KNO2 + + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4+5KNO3 + K2SO4 + 3H2O

Свойства азотной кислоты



HNO3 – бесцветная, летучая жидкость. При переливании на воздухе образует туман – «дымящая азотная кислота» (100%). В лаборатории используют 68% р-р.



Получение:



В промышленности

4NH3 + 5O2 = 4NО + 6H2O (8000С, Pt)

2NO + O2 = NO2

4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3



В лаборатории:

NaNO3 (тв) + H2SO4 (конц) = HNO3 ↑+ NaHSO4

Сильная кислота:

HNO3 ↔ H+ + NO3-

Свойства азотной кислоты: взаимодействие с неметаллами и их соединениями



P(красн) + 5HNO3 (конц) = 4H3PO4 + 5NO2 + H2O (кип.)

C + 4HNO3 (конц) = CO2↑ + 4NO2 + 2H2O (кип.)

S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2+2H2O (кип.)

3l2 + 10HNO3(конц) = 6HlO3 + 10NO2 + 2H2O

FeS + 12HNO3 = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O

6Hl + 2HNO3(конц) = 3l2 + 10NO + 4H2O

Свойства азотной кислоты: взаимодействие с металлами



Cu + 4HNO3(60-68%) = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O (Mg, Zn, Hg)

Cr, Al, Fe - пассивируются (оксидная пленка и низкая растворимость нитратов в концентрированной азотной кислоте)

3Cu + 8HNO3(<60%) = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O

Fe + 4HNO3(30%) = Fe(NO3)3 + NO + 2H2O

4Zn + 10HNO3(10%) = 4Zn(NO3)2 + N2O + 5H2O (Mg)

5Zn + 12HNO3(10%) = 5Zn(NO3)2 + N2 + 6H2O

(Mn, Mg)

5Fe + 12HNO3(5%) = 5Fe(NO3)2 + N2 + 6H2O

4Zn + 10HNO3(3-5%) = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O (Al, Sn, Fe)

Свойства кислот фосфора



6NO2+2H2O (кип.

СО	Формула	Название
+1	H3PO2	Фосфорноватистая (гипофосфиты)
+3	H3PO3	Фосфористая (фосфиты)
+5	HPO3 H3PO4 H4P2O7	Метафосфорная Ортофосфорная (фосфаты) Пирофосфорная

H3PO4

Кристаллическое белое вещество, гигроскопичное, хорошо растворимо в воде, разлагается при нагревании.

H3PO4 ↔ H+ + H2PO4-, K1= 7,1*10-3

H2PO4- ↔ H+ + HPO42-, K2= 6,3*10-8

HPO42- ↔ H+ + PO43-, K3 = 4,2*10-13

Химические свойства ортофосфорной кислоты



6NO2+2H2O (кип.

Реагент	Уравнение
Щелочи	MH2PO4 H3PO4 M2HPO4 M3PO4
Металлы	3Mg + 2H3PO4 = Mg3(PO4)2↓ + H2↑
Оксиды металлов	3ZnO + 2H3PO4 = Zn3(PO4)2↓ + 3H2O
Соли	3AgNO3 + H3PO4 = Ag3PO4↓ + 3HNO3 (NaHCO3) NaCl + H3PO4(б/в) = NaPO3↓ + HCl + H2O (4000C)

14 (IVA) группа



14(VIA) группа ПСХЭ: 6С, 14Si, 32Ge, 50Sn, 82Pb, 114Fl

X ns2np2

Свойство	С	Si	Ge	Sn	Pb
+z	6	14	32	50	82
Электронная конфигурация	[He]2s22p2	[Ne]3s23p2	[Ar]4s24p2	[Kr]5s25p2	[Xe]5s25p2
Атомный радиус, нм	0,077	0,117	0,122	0,140	0,146
Электроотрицательность	2,55	1,90	2,02	1,72	1,55
Типичные СО	-4, -2, 0, +2,+4	-4, 0, +2,+4	0, +2, +4

Углерод: нахождение в природе



По содержанию в земной коре – на 17 месте

Физические свойства углерода



Кремний: нахождение в природе, физические свойства, получение



По содержанию в земной коре – на 2 месте (27,5%).

(кварц, силикаты и алюмосиликаты)

1. Восставленные из кварца или тетрахлорида кремния

SiO2 + 2C = Si + 2CO

SiCl4 + 2Zn = Si + 2ZnCl2

2. Разложение силана

SiH4 = 2H2 + Si (400-5000C)

Химические свойства углерода и кремния: взаимодействие с простыми веществами

Реагент	C	Si
H2	СН4 (6000C), С2Н2 (15000С)	-
O2	CO2 (6000C), CO (10000C, недостаток О2)	SiO2 (12000C)
F2	СF4 (9000С)	SiF4 (комн. t0C) SiCl4 (3500C) SiBr4 (6000C)
N2	C2N2 (дициан, разряд)	Si3N4 (15000C)
Si/C	SiC (1200-13000C)
S	CS2 (700-8000C) CO2 (10000C)	SiS2 (250-6000C) SiS (600-8000C)
Mеталлы	CaC2 (5500C)	Ca2Si (расплав)

CaC2 + H2O = Ca(OH)2 + C2H2 Be2C + 4H2O = 2Be(OH)2 + CH4↑

Взаимодействие углерода и кремния со сложными веществами

Реагент	Уравнение
Щелочи	Si + 2KOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑ Si + 4KOH (конц.) = Na4SiO4 + 2H2↑
Вода	C + H2O = CO + H2 (10000С) Si + 2H2O = SiO2 + 2H2 (400-5000С)
Оксиды металлов	C + ZnO = Zn + CO (t0С) C + 2PbO = 2Pb + CO2 (6000С) 3C + CaO = CaC2 + CO (10000С) 5C + 2CaO = 2CaC2 + CO2 (7000С)
Кислоты	С + 4HNO3(конц) = СO2 + 4NO2 + 2H2O (t0С) С + 2H2SO4конц) = СO2 + 2SO2 + 2H2O (t0С) Si + 4HF = SiF4 + 2H2 (1000С)
Восстановители	Si+ 2H2S = SiS2 + 2H2 (12000C)

Оксиды углерода



CO – бесцветный ядовитый газ

без запаха

C металлами

5CO + Fe = [Fe(CO)5] (100-2000C)

С неметаллами

СO + Cl2 = COCl2

2СO + O2 = 2CO2

СO + 2H2 = CH3OH (3000C, CuO, Cr2O3)

СO + 3H2 = CH4 + H2O (150-2000C, Ni)

С оксидами и гидроксидами

CO + NaOH = HCOONa (1300C)

5CO + I2O5 = 5CO2 + I2

СO + NiO = СO2 + Ni (3000С)

Получение:

1. Разложение органических кислот

HCOOН = СО + H2O

H2C2O4 = СО + CO2 + H2O

(t0C, H2SO4 конц.)

2. Восстановление углекислого газа углем

CO2 + С ↔ 2CO (10000С)

Оксиды углерода



CO2 – бесцветный газ без запаха, «парниковый газ» (0,01-0,1 % в атмосфере), тв. – «сухой лед»

97,7% 0,3%

Оксиды углерода: СО2



C металлами

CO2 + 2Mg = 2MgO + C

2CO2 + 5Сa = 4CaO + CaC2 (5000C)

С неметаллами

СO2 + C = 2CO

СO2 + 4H2 = CH4 + 2H2O (2000C, Cu2O, Cr2O3)

С гидроксидами

CO2 + NaOH(разб) = NaHCO3

CO2 + 2NaOH(конц) = Na2CO3 + H2O

CO2 + 2NH3*H2O= NH4HCO3

CO2 + 2NH3(г) = С(NH2)2O

CO2 + 2Na2O2 = Na2CO3+ O2

CaCO3 + CO2 +H2O ↔ 2Ca(HCO3)

Ca(HCO3) + Сa(OH)2 ↔ 2CaCO3 + H2O

СaCO3 = CaO + CO2 (900-12000C)

Карбонаты



Оксиды кремния



SiO2 – тугоплавкое кристаллическое вещество, несколько полиморфных модификаций

1. C металлами

SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO (10000C)

Si + 2Mg = Mg2Si

2. С неметаллами

SiO2 + C = SiC + 2CO↑

SiO2 + 2H2 = Si + 2H2O

3. С оксидами, гидроксидами, солями

SiO2 + CaO = CaSiO3

SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O

CaCO3 +SiO2 = CaSiO3 + CO2

4. С плавиковой кислотой

SiO2 + 6HF(конц) = H2[SiF6] + 2H2O (350C)

SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O (250-4000C)

α-кварц

Кремниевые кислоты



Ортокремниевая Пирокремниевая Метакремниевая Дикремниевая

SiO2*2H2O SiO2*1,5H2O SiO2*1H2O SiO2*0,5H2O

Растворимы: силикаты щелочных металлов и аммония

SiO2 + Na2CO3 = Na2SiO3 + CO2↑ (расплав)

SiO2 + Na2CO3(конц) = Na4SiO4 + CO2↑

SiO2 + 4NaOH(конц) = Na4SiO4 + 2H2O

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

K

Li

Al

Mg

Fe

Cu

Au

H2

O2

Cl2

I2

N2

S

P

C

Si

H2O

оксид

кислота

кислота-окислитель

щелочь

соль

NH3

Zn

H2S

BeO

S

KOH

Cu

Cl2

HNO3

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

K

Li

Al

Mg

Fe

Cu

Au

H2

O2

Cl2

I2

N2

S

P

C

Si

H2O

оксид

кислота

кислота-окислитель

щелочь

соль

NH3

S

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии с металлами:

2Na + Cl2 = 2NaCl

6Li + N2 = 2Li3N

3Mg + 2P = Mg3P2

4Al + 3C = Al4C3

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии с водородом:

H2 + F2 = 2HF

3H2 + N2 = 2NH3

2H2 + O2 = 2H2O

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии с неметаллами, которые имеют более низкую электроотрицательность:

2Р + 5S = Р2S5

C + 2S = CS2

Неметаллы как окислители

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии с некоторыми сложными веществами:

4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O

CH4 + 2O2 = CO2 + 2H2O

2FeCl2 + Cl2 = 2 FeCl3

Cl2 + 2HBr = Br2 + 2HCl

Неметаллы как восстановители

Все неметаллы (кроме фтора) проявляют восстановительные свойства при взаимодействии с кислородом:

S + O2 = SO2

2H2 + O2 = 2H2О

4P + 5O2 = 2P2O5

Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:

ZnO + C = Zn + CO,

S + 6HNO3 конц = H2SO4 + 6NO2 + 2H2О

Наиболее сильные восстановительные свойства имеют углерод и водород:

ZnO + C = Zn + CO

2С + MnO2 = Mn + 2CO

CuO + H2 = Cu + H2O

Fe2O3 + 3H2 = 2Fe + 3H2O

Неметаллы как окислители и восстановители

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:

Cl2 + H2О = HCl + HClO

Cl2 + 2КОH = КCl + КClO + H2О

Увеличение окислительных свойств неметаллов

Si, B, H, P, C, S, I, Br, Cl, N, O, F

2 F2 + 2 H2O = 4HF + O2

2 F2 + Xe = XeF4

3 H2 + N2 = 2 NH3 (t, катализатор);

H2 + Cl2 = 2 HCl (при освещении – hυ);

H2 + F2 = 2 HF (в темноте - взрыв);

Увеличение восстановительных свойств

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, О

Cl2 + O2 ≠ ;

N2 + O2 = 2 NO (только при высокой t);

S + O2 = SO2 ( при н.у.)

Летучие водородные соединения неметаллов

H4R, H3R, H2R, HR (кроме ВH3 или В2Н6) – газы или летучие жидкости

ПЕРИОД

кислотные свойства водных растворов усиливаются

NH3, PH3 Н2О HF, HCl, H2S

основные

кислотные

амфолит

Г

Р

У

П

П

А

кислотные и восстановительные свойства увеличиваются

HCl + H2SO4(конц.) ≠

2 HBr + H2SO4(конц.) = Br2 + SO2 + 2 H2O

8 HI + H2SO4(конц.) = 4 I2 + H2S + 4 H2O

Кислородные соединения неметаллов

НеМе (Э) → кислотный оксид (ЭхОу) → гидроксид – кислота (НхЭОу)

S + O2 = SO2; SO2 + H2O = H2SO3

SO2 + Na2O = Na2SO3; SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

SiO2 – P2O5 – SO3 – Cl2O7

H2SiO3 – H3PO4 – H2SO4 – HClO4

кислотные свойства увеличиваются

НNО3 – H3PO4 – H3АsO4

кислотные свойства уменьшаются

НС1+1О – НС1+3О2 – НС1+5О3 – НС1+7О4

H2S-2 – H2S+4O3 – H2S+6O4

кислотные свойства усиливаются

Биологическая роль химических элементов в организме

Подведём итоги

• Символы неМе расположены в периодической системе в главных подгруппах над диагональю B-At.
• На внешнем энергетическом уровне содержат от 4 до 8 электронов; имеют меньший радиус и более высокую электроотрицательность, чем атомы металлов.
• Простые вещества-неметаллы образованы при помощи ковалентной неполярной химической связи, могут иметь атомную или молекулярную кристаллическую решётку.
• В химических реакциях способны выступать как окислителями, так и восстановителями.