Лекция4 по химии. Общий обзор неметаллов положение неметаллов в периодической системе элементов

• Название: Общий обзор неметаллов положение неметаллов в периодической системе элементов
• Дата: 26.10.2020
• Размер: 194.84 Kb.
• Имя файла: Лекция4 по химии.docx
• Тип: Документы; #145873
• страница: 2 из 4

I. Взаимодействие неметаллов с простыми веществами (большинство реакций протекает при нагревании).

1. 
   Как окислители они реагируют с металлами и водородом:
   

Водород как окислитель реагирует со щелочными и щелочно-земельными металлами:

2. 
   Как восстановители они реагируют с кислородом, фтором:
   

3. 
   Неметаллы взаимодействуют друг с другом (роль одного неметалла по отношению к другому определяется их электроотрицательностью):
   

Взаимодействие со сложными веществами.
1. С водой реагируют фтор, хлор:



и некоторые другие неметаллы; так, при нагревании с водяным паром углерод вытесняет из воды водород:

2. 
   Со щелочами реагируют хлор и сера (реакция диспропорционирования):
   

6KOH+3S=2K₂S+K₂SO₃+3H₂O

Иначе взаимодействует со щелочами кремний:

Si + 2NaOH + Н₂O = Na₂SiO₃+ 2Н₂↑

2. 
   С кислотами-окислителями (H₂SO₄ конц. и HNO₃) взаимодействуют углерод, сера, фосфор и др. неметаллы.
   

Концентрированная H₂SO₄ восстанавливается при этом до оксида серы (IV):







При окислении серы концентрированной H₂SO₄ в качестве продукта окисления и продукта восстановления образуется оксид серы (IV).

Азотная кислота окисляет серу, углерод, фосфор и др. неметаллы до соответствующих кислот, а степень восстановления азотной кислоты зависит от ее концентрации. Концентрированная азотная кислота, как правило, восстанавливается до NO₂. Это объясняется тем, что если бы даже в результате реакции образовались низшие оксиды азота, то концентрированная азотная кислота окислила бы их до NO₂. Например:

NO+ 2HNO₃ <=>3NO₂+ Н₂O







Разбавленная HNO₃ восстанавливается до оксида азота (II):







Кремний при обычных условиях взаимодействует со смесью фтороводородной (плавиковой) и азотной кислот (HF + HNO₃):



С избытком фтороводородной кислоты тетрафторид кремния образует гексафторокремниевую кислоту H₂[SiF₆]:

SiF₄+ 2HF = H₂[SiF₆]

2. 
   Для углерода и водорода характерно взаимодей­ствие с оксидами:
   

2. 
   Для галогенов характерно: каждый предыдущий галоген вытесняет последующий из его соединений с металлом или водородом, т.е. фтор вытесняет все остальные галогены, хлор вытесняет бром, йод и т.д. Например:
   

2КВr + Сl₂= 2KCl+ Вr₂
Водородные соединения неметаллов
С водородом неметаллы образуют газообразные соединения, в которых проявляют минимальную степень окисления. Получают эти соединения прямым синтезом, если разность электроотрицательностей между атомами водорода и элемента большая (а) и косвенным путем, если разность электроотрицательностей между атомами водорода и элемента небольшая (б):

а) ;
б)



Водородные соединения неметаллов IV группы (СН₄, SiH₄) не взаимодействуют ни с кислотами, ни с основаниями, практически не растворяются в воде, а V группы - при растворении в воде образуют основания:




При растворении в воде водородных соединений неметаллов VI и VII групп (исключение Н₂O) образуются соответствующие кислоты (H₂S - сероводородная кислота, НСl хлороводородная кислота).

Следовательно, в периоде слева направо усиливаются кислотные свойства водных растворов водородных соединений неметаллов, а в группах - сверху вниз (III - самая сильная бескислородная кислота).
Химические свойства.
1. В окислительно-восстановительных реакциях водородные соединения неметаллов проявляют ярко выраженные восстановительные свойства, которые обусловлены неметаллом в минимальной степени окисления. Например:

СН₄ +2O₂ = СO₂ + 2Н₂O;

MnO₂+4НСl = МnСl₂ +Сl₂↑ + 2Н₂O;

К₂Cr₂О₇+ 3H₂S + 4H₂SO₄ = 3S + Cr₂(SO₄)₃ +K₂SO₄ +7H₂O
Восстановительные свойства данных соединений усиливаются в периодах справа налево, в группах - сверху вниз (SiH₄ - наиболее активный восстановитель, самовоспламеняется на воздухе).

Это объясняется тем, что в периодах уменьшение радиуса и увеличение электроотрицательности атомов приводит к возрастанию степени перекрывания электронных облаков элементов с электронным облаком атома водорода. Это вызывает усиление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекрывания электронных облаков, т.е. к уменьшению длины и увеличению прочности связи, и как следствие, повышение устойчивости водородных соединений и понижение их восстановительной способности. Например, HCl более устойчив, но менее активный восстановитель, чем H₂S. А в подгруппах сверху вниз увеличение радиуса и уменьшение электроотрицательности атомов приводит к уменьшению степени перекрывания валентных электронных облаков элементов с электронным облаком водорода. Это вызывает ослабление притяжения ядер взаимодействующих атомов к области перекры­вания электронных облаков, т.е. к увеличению длины и ослаблению связи, и как следствие - понижение устойчивости водородных соединений и повышение их восстановительной способности. Например, HCl более устойчив, но менее активный восстановитель, чем HI. Следовательно, HF - самое устойчивое и наименее реакционноспособное соединение.

2. 
   Водородные соединения неметаллов VI и VII групп могут выступать и в роли окислителей за счет водорода в максимальной степени окисления +1:
   

2Н₂O + 2К = 2КОН + Н₂↑;

2HCl+Mg= MgCl₂+H₂↑

2. 
   Водородные соединения неметаллов вступают в реакции, протекающие без изменения степени окисления:
   

CuSO₄ + H₂S = CuS↓ + H₂SO₄;

PH₃ + HCl = РН₄Cl; CaO + Н₂O = Ca(OH)₂
Кислородные соединения неметаллов
Неметаллы в высшей степени окисления образуют оксиды и гидроксиды, которые проявляют кислотные свойства.

Группа	IV	V	VI	VII
Оксид	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
Гидроксид	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4
	слабая кислота	кислота средней силы	сильная кислота	очень сильная кислота

Сила кислот в периодах усиливается слева направо, а в группах - снизу вверх (НСlO₄ - самая сильная кислородсодержащая кислота).

В окислительно-восстановительных реакциях данные соединения могут выступать в качестве окислителей (так как неметаллы имеют высшую степень окисления). На практике в качестве окислителей обычно используют H₂SO₄ конц. и HNO₃ (см действие данных кислот на металлы и неметаллы)
Неметаллы с кислородом образуют оксиды и гидроксиды, в которых проявляют промежуточные степени окисления. Данные соединения также обладают кислотными свойствами, но в окислительно-восстановительных реакциях они могут выступать как в роли восстановителей (а), так и окислителей (б):

а) 2HNO₂ + O₂ = 2HNO₃;

SO₂ + Cl₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HCl;

б) SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O

2HNO₂ + 3HI = I₂ + 2NO↑ + 2H₂O
Некоторые особенности галогенов и их соединений

Название галогены означает «солерождающие». Фтор, хлор и йод - относятся к жизненно важным элементам. Однако использование галогенов и их соединений в сельскохозяйственном производстве невелико по сравнению с промышленностью невелико.

Галогены были открыты: F ₂ в 1886г электролизом KF в жидком HF (Муассон, Франция); Cl₂ в 1774г (Шееле, Швеция); Br₂ в 1826г в морской воде (Балар, Франция); I₂ в 1811г в золе морских водорослей (Куртуа, Франция); At был получен искусственным путем в 1940году, радиоактивен.

Галогены - активные окислители. Сравнительные данные таблицы 1: увеличение радиуса, уменьшение относительной электроотрицательности говорят об ослаблении неметаллических и окислительных свойств. Галогены с меньшим порядковым номером вытесняют из растворов солей атомы с большим порядковым номером:

F₂+2KCl→KF+Cl₂

F₂+2KBr→2KF+Br₂ Cl₂+2KBr→KCl+Br₂

F₂ +2KI→ KF+I₂ Cl₂+2KI→KCl+I₂

Нахождение в природе: Из-за высокой химической активности галогены в свободном виде в природе не встречаются. Галогены встречаются в виде солей в земной коре или ионов в морской воде. HCl↑ и HF↑ входят в состав вулканических газов.Основная масса фтора распылена по различным горным породам, важнейшими из которых являются минерал флюорит или плавиковый шпат - CaF₂, фторапатит - 3Ca₃(PO₄)₂•CaF₂, минерал криолит - AlF₃•3NaF. Хлор входит в состав минералов: NaCl - галит; KCl - сильвин; nNaCl•mKCl - сильвинит; KCl•MgCl₂·6H₂O – карналлит, MgSO₄•KCl•3H₂O – каинит. Бром встречается в воде некоторых соляных озер, в морской воде. Основным источником промышленного получения йода являются буровые воды и зола морских водорослей.

F₂ cветло - желтый газ, Cl₂ желто - зелёный газ, Br₂ красно - бурая жидкость (вызывает сильные ожоги), I₂ темно - серые кристаллы с металлическим блеском. Для йода характерно явление возгонки (сублимации), т.е. переход из твёрдого состояния в газообразное, минуя жидкое. Все галогены имеют резкий запах, очень токсичны.

В ряду анионов Наl^- увеличивается радиус аниона, усиливаются восстановительные свойства, уменьшается прочность связи, растёт сила кислот (HF-средней силы, остальные - сильные).

Соединения фтора: OF₂ – фторид кислорода, бесцветный газ с запахом, похожим на запах озона, является сильнейшим окислителем и очень ядовит. (в этом соединении кислород проявляет степень окисления 2+).

Взаимодействие фтора со щелочами происходит по уравнению:

2F₂+2NaOH→2NaF+H₂O+ OF₂