Как найти элементы неметаллы

Где стоят металлы, а где неметаллы в таблице Менделеева? Можно ли как то их определить без запоминания? В таблице Менделеева существует два вида веществ — это металлы и не металлы. Не металлами в основном являются газы. Что бы определить металл это или не метал стоит знать что в правой стороне металлы, в левой не металлы. На это картинке показано где есть не металлы, выделены желтым и оранжевым, подчеркнутые синей линией, все остальное это металлы автор вопроса выбрал этот ответ лучшим wildc­at [140K] 8 лет назад  Со временем все неметаллы просто запоминаешь, тем более, что элементы эти всем хорошо известны, да и их количество невелико — всего 22. Но пока такой сноровки не приобретешь запомнить способ отделения металлов от неметаллов очень просто. Два последних столбца таблицы все целиком посвящены неметаллам — это крайний столбец инертных газов и начинаемый водородом столбец галогенов. В первых двух столбцах слева неметаллов вообще нет — там сплошные металлы. Начиная с третьей группы в столбцах появляются неметаллы — сперва один бор, потом в 4 группе уже два — углерод и кремний, в 5 группе — три — азот фосфор и мышьяк, в 6 группе неметаллов уже 4 — кислород, сера, селен и теллур, ну а далее следует уже группа галогенов про которую говорилось выше. Для облегчения запоминания неметаллов используется такая удобная таблица где все неметаллы стоят косынкой: Если в старом (сокращенном) варианте периодической таблицы провести прямую из левого верхнего угла к правому нижнему, то большинство неметаллов окажется вверху. Хотя и не все. И еще есть «полуметаллы», например, мышьяк и селен. Проще сказать, какие элементы неметаллы, потому что их значительно меньше металлов. И все они обычно выделены желтым как р-элементы (хотя и некоторые металлы туда попадают). В современном (длинном) варианте таблицы, с 18 группами, все неметаллы (кроме водорода) находятся справа. Это все газы, галогены, а также бор, углерод, кремний, фосфор и сера. Не так уж много. ольге­н [49.8K] 8 лет назад  Металлы в таблице Д.И.Менделеева стоят во всех периодах, кроме 1-го (Н и Не), во всех группах, в побочных (В) подгруппах стоят только металлы (d-элементы). Неметаллы являются р-элементами и располагаются только в главных (А) подгруппах. Всего элементов-неметаллов 22 элемента и они располагаются ступеньками, начиная с ША группы, прибавляя по одному элементу в каждой группе: ША группа — В — бор, 1УА группа — С — углерод и Si — кремний; VA группа — азот (N), фосфор -Р, мышьяк — Аs; V1A группа (халькогены) — кислород (О), сера (S), селен (Sе), теллур (Те), V11A группа (галогены) — фтор (F ), хлор (Сl ), бром (Вr ), йод (I ), астат (Аt ); V111A группа инертные или благородные газы — гелий (Не), неон( Nе), аргон (Аr), криптон (Кr ), ксенон (Хе), радон (Rа). Водород располагается в первой (А) и седьмой(А) группах. Если провести мысленно диагональ от бериллия к борию, то сверху от диагонали в главных подгруппах располагаются неметаллы. Без запоминания и самой таблицы Менделеева запомнить, где металл и где неметалл — нереально. Но можно запомнить два простых правила. Первое правило — металлические свойства уменьшают в периоде слева направо. То есть, те вещества, что стоят вначале, являются металлами, в самом конце — неметаллы. Как раз первыми стоят щелочные и щелочно-земельные металлы, а затем все остальное, заканчиваясь инертными газами. Второе правило — металлические свойства растут сверху вниз по группе. Например, возьмем третью группу. Бор мы не назовем металлов, а вот под ним находится алюминий, который имеет выраженные металлические свойства. Марле­на [16.2K] 6 лет назад  Я помню как в школе преподаватель разделял линейкой таблицу Менделеева и показывал нам территории металлов и неметаллов. Таблица Менделеева делится на две зоны по диагонали. Все выше кремния и бора — это неметаллы. Также в новых таблицах эти две группы отмечены разными цветами. morel­juba [62.5K] 6 лет назад  Специально для вас и для того чтобы вы наглядно смогли понять как же можно легко различить металлы и не металлы в таблице, привожу вам вот такую схему: Красным маркером выделена разделяющая черта металлы от неметаллов. Прочертите так на своей табличке и всегда будете знать. Isaac­P [4.2K] 6 лет назад  Нас в школе учили разделять линейкой таблицу Менделеева по диагонали, начиная с Бора и заканчивая Астатом, это и былитерритории металлов и неметаллов. Все выше кремния и бора — это неметаллы. Лично я пользуюсь такой таблицей переодических элементов. Andre­y U [39.7K] 6 лет назад  Как узнать металл или не металл, металл всегда находится в твердом состоянии, кроме ртути, а не металл может быть в любой форме, мягкий, твердой, жидкой, и так далее. Так же можно определять по цвету, как уже стало понятно металл, металлического цвета. Как определить его в таблице Менделеева, для этого надо провести диагональную линию от бора до астата, и все те элементы которые выше линии относятся к не металлу, а те что ниже линии к металлу. Помощ­ни к [57K] 6 лет назад  Периодическая таблица Менделеева более информативна, чем может показаться с первого взгляда. В ней можно узнать о элементе металл он или неметалл. Для этого нужно уметь визуально разделять таблицу на две части: То, что под красной чертой, это металлы, остальные элементы — это неметаллы. Знаете ответ?

Содержание:

В периодической таблице химических элементов неметаллы расположены в основных подгруппах в конце больших и малых периодов (табл. 22).

Таблица:

Размещение неметаллов в периодической таблице

Неметаллы относятся к семейству p-элементов (водород и гелий s-элементы). в химических реакциях атомы неметаллов проявляют неметаллы окислительные свойства и могут присоединять электроны. Способность присоединять электроны усиливается с возрастанием порядкового номера неметаллов, расположенных в одном периоде, у неметаллов, расположенных в одной группе, эта способность ослабевает с возрастанием порядкового номера.

Неметаллические свойства элементов усиливаются с возрастанием порядкового номера в периодах и снижаются в группах. В общем способность неметаллов присоединять электроны ослабевает в следующем порядке:

F, О, CI, N, S, С, Р, Н, Si.

Фтор — элемент с самым высоким значением электроотрицательности. В природе неметаллы встречаются в форме простых веществ, а также в составе различных соединений. Если водород и гелий — самые распространенные элементы в космосе, то на поверхности земной коры (относительно массы земной коры) более всего распространены кислород (47%) и кремний (29,5%).

Неметаллы подгруппы кислорода называются халкогенами, подгруппы фтора — галогенами, а подгруппы гелия — инертными газами.

Общие свойства неметаллов:

В нормальных условиях некоторые неметаллы встречаются в газообразном (водород, азот, кислород, фтор, хлор), некоторые — в жидком (бром) и некоторые — в твердом (сера) состоянии. Большинство неметаллов имеют хрупкое строение, растворяются в органических растворителях и плохо проводят электрический ток и тепло.

Типичные неметаллы образуют с металлами соединения с ионной связью (NaCl, MgO,

При взаимодействии неметаллов друг с другом образуются соединения с ковалентной связью. Например, в молекулах воды и аммиака , атомы связываются между собой посредством полярной ковалентной связи, тогда как в молекуле метана существует неполярная ковалентная связь.

Неметаллы образуют с кислородом кислотные оксиды, а с водородом — летучие водородные соединения. Поскольку на внешнем уровне атома водорода находится один электрон, он, как и щелочные металлы, размещен в первой группе периодической таблицы.

В связи с тем, что в обычных условиях водород находится в газообразном состоянии и его молекула состоит из двух атомов, связанных неполярной ковалентной связью, он схож с галогенами. Поэтому водород может быть записан и в ряду элементов седьмой группы.

Атом водорода, присоединяя один электрон (окислительное свойство), может привести свой внешний энергетический уровень в устойчивое состояние (как атом гелия):

Элементы основной подгруппы восьмой группы гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон образуют особую группу неметаллов, называемую инертными газами. Атомы инертных газов содержат на внешних электронных слоях по восемь (у гелия — два) электронов. Завершенные внешние электронные слои весьма устойчивы, поэтому считалось, что инертные газы встречаются в состоянии атомов и очень химически устойчивы. Они не соединяются друг с другом и не взаимодействуют с металлами.

Однако с получением в 1962 г. тетрафторида ксенона () появилась возможность синтезировать некоторые кислородные и фтористые соединения инертных газов. С этого момента инертные газы начали изучать с химической точки зрения.

1. Все металлы (кроме водорода и гелия) относятся к семейству р-элементов. Однако не все p-элементы могут быть неметаллами.
2. Электроотрицательность неметаллов находится в пределах 2,00— 4,00. Следовательно, неметаллы — это элементы с сильной электроотрицательностью. Элемент с самой сильной электроотрицательностью — фтор.
3. Водородные соединения неметаллов являются летучими веществами:  
4. Высокооксидные соединения неметаллов являются кислотными оксидами:
5. Взаимодействуя друг с другом, неметаллы образуют соединения с ковалентной связью, а с металлами — соединения с ионной связью.
6. Положительные заряды ионов элементов в периодах увеличиваются слева направо. В соответствии с этим усиливаются кислотные свойства водных растворов летучих водородных соединений.
7. Отрицательно заряженные ионы элементов в группах слабо удерживают ионы водорода, поэтому они легче отрываются от молекулы и, следовательно, усиливаются кислотные свойства водных растворов летучих водородных соединений.
8.  Окислительные свойства водородных соединений неметаллов в группах усиливаются сверху вниз.

Неметаллы

Неметаллы расположены в главных подгруппах в конце больших и малых периодов периодической системы (таблица 5).

Расположение неметаллов в периодической системе

Таблица:

Свойства атома: Все неметаллы являются Р-элементами (Н и Не s-элементы). При химических реакциях эти атомы, проявляя свойства окислителей, присоединяют электрон. Способность присоединять электроны возрастает с увеличением порядкового номера элемента в периоде, а в группах с увеличением порядкового номера эта способность уменьшается. Способность присоединять электроны в нижеследующем ряду уменьшается следующим образом:

Физические свойства: При нормальных условиях некоторые неметаллы находятся в газообразном (водород, азот, кислород, фтор, хлор), жидком (бром) и твердом (сера, углерод, йод, фосфор и т.д.) состоянии. Неметаллы плохие проводники тепла и электрического тока.

Химические свойства: Типичные неметаллы, соединяясь с металлами, образуют соединения с ионной связью (NaCl, CaO, FeS). При взаимодействии неметаллов образуются соединения с ковалентной связью — полярная, — полярная). Неметаллы с кислородом образуют кислотные оксиды, а с водородом -летучие водородные соединения.

Инертные элементы: Элементы главной подгруппы VIII группы — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон относятся к неметаллам, но образуют отдельную группу — группу инертных газов.

Инертные элементы имеют на внешнем энергетическом уровне 8 электронов (у гелия 2) и их заполненные энергетические уровни очень устойчивы. Поэтому эти элементы химически неактивны. Они не взаимодействуют друге другом, водородом и металлами. И только в 1962 году было получено соединение тетрафторид ксенона На сегодняшний день получены фтористые и кислородные соединения криптона, ксенона и радона. Молекулы инертных элементов имеют только 1 атом.

Группа углерода

Общая характеристика элементов группы углерода 

Что общего в свойствах элементов, входящих в группу углерода?

В группу углерода входят С, Si, Ge, Sn, Ph.

Элементы группы углерода являются р-элементами.

 Их валентность равняется II и IV.

Высшая степень окисления равна +4.

Элементы группы углерода расположены в главной подгруппе четвертой группы периодической системы (являются р-элементами) и на внешнем энергетическом уровне имеют четыре электрона. В периодической системе они расположены в ряду элементов, которые легко отдают и легко присоединяют электроны. В соединениях с водородом они четырехвалентны  метан, силан). В кислородсодержащих соединениях они проявляют высшую степень окисления, равную +4. Элементы группы углерода имеют близкие значения электроотрицательности (в основном, соединения водорода с углеродом и кремнием); в результате неполярности молекул метана и силана и слабой полярности водород-углеродной и водород-кремниевой связей они не проявляют ни кислотных, ни основных свойств.

В таблице приведенной ниже, даны некоторые характеристики элементов подгруппы углерода

Свойства элементов группы углерода

Таблица 6

Элементы ЗУН: необходимо знать элементы группы углерода, их валентность, степень окисления, электронную конфигурацию.

Расположение углерода в периодической системе, строение его атома

Углерод — основа живой природы

Углерод встречается в природе в чистом виде и виде карбонатсодержащих минералов

Алмаз и графит — аллотропные модификации углерода

Карбин — искусственная аллотропная модификация углерода

Расположение в периодической системе и строение атома: Углерод в периодической системе размещен в главной подгруппе четвертой группы второго периода под порядковым номером 6 и относится к р-элементам. Относительная атомная масса равна 12,011. На внешнем энергетическом уровне имеется 4 электрона.

В периодической системе углерод размещен среди элементов, которые легко отдают и легко присоединяют электроны. В соединениях с водородом он четырехвалентен. Степень окисления равна +2 и +4  и 

В природе углерод встречается в свободном состоянии и в составе соединений. В составе минералов, в основном, встречается в виде солей угольной кислоты, например, кальцит (известняк) и доломит — соли угольной кислоты. В воздухе углерод встречается в виде углекислого газа — Углерод составляет основу живой природы, растительности, а также угля, нефти, торфа.

В свободном состоянии углерод встречается в виде графита и алмаза. Эти вещества имеют атомную кристаллическую решетку. Они отличаются друг от друга строением кристаллической решетки и физическими свойствами.

Алмаз — самое твердое вещество в природе. Чистый алмаз — бесцветное прозрачное вещество с сильным лучепреломляющим свойством и кристаллическим строением/ В кристаллах алмаза все атомы углерода находятся на одинаковых расстояниях друг от друга и каждый атом с четырьмя соседними атомами образует ковалентную связь, направленную к вершинам тетраэдра. Алмаз хорошо проводит тепло, однако плохо проводит электрический ток. Отшлифованные прозрачные кристаллы алмаза называются бриллиантами. Они применяются при изготовлении ювелирных изделий. Технический алмаз получается искусственным путем. В технике алмаз используют для изготовления абразивных материалов, приборов для резки стекла, обработки металлов и других материалов.

Рис. 3. Электронное строение алмаза.

Рис. 4. Алмазный бур.

Графит — темно-серое мягкое кристаллическое вещество со слабым металлическим блеском. В графите атомы углерода расположены в параллельных плоскостях. Вследствие того, что связь между атомами углерода, расположенными на параллельных плоскостях слабее, чем между атомами, расположенными на одной горизонтальной плоскости, графит при поверхностном трении разъедается. Он применяется для изготовления сухих смазочных материалов, электродов, карандашей. Древесный уголь, кокс, костяной уголь состоят из мелких кристаллов сухого графита.

Рис. 5. Электронное строение графита.

Карбин — являются искусственной аллотропной модификацией углерода, в которой атомы образуют линейные цепочки. Карбин бывает двух типов: полиин, где атомы углерода связаны друг с другом чередующейся тройной и одинарной связью:  и полиметилен, где атомы углерода связаны друг с другом двойной связью:  плотность карбина выше плотности графита, а также он тверже графита, но мягче, чем алмаз. Карбин — химически инертный черный порошок, проявляющий свойства полупроводника.

Фуллерены — аллотропная модификация углерода, открытая в конце 80-х годов. Состоит из 20 шестигранников и 12 пятигранников более 80 углеродных атомов. Он образуется в небольшом количестве при переходе газообразного углерода в твердое состояние.

Рис. 6. Кристаллическое строение алмаза, графита, фуллерена.

Углекислый газ, имеющийся в составе воздуха, усваивается растительными организмами в процессе фотосинтеза. При этом образуются органические вещества и выделяется кислород. Углерод, имеющийся в составе растений, переходит в организм животных. Такие полезные ископаемые, как древесный уголь, нефть, природный газ образовались в результате гниения остатков растений и животных. В результате жизнедеятельности растительного и животного мира, горения древесного угля, нефти, газа, извержения вулканов и разрушения минеральных ископаемых, углерод возвращается в атмосферу в виде углекислого газа.

При разложении горных пород в некоторых случаях образуются оксиды с основными свойствами, и углекислый газ из воздуха постепенно присоединяется к оксидам и вновь образуются минералы. Таким образом совершается круговорот углерода в природе.

Элементы ЗУН: углерод, его место в периодической системе, строение атома, алмаз, графит, карбин, природные соединения углерода, валентность, степень окисления.

Физические и химические свойства углерода

Распространенность в природе: Углерод составляет основу живого организма. Такие полезные ископаемые как нефть, природный газ, торф, уголь, горючие сланцы являются различными соединениями углерода. Каменный уголь, богатый углеродом — полезное ископаемое. Самые распространенные на земном шаре известняк и доломит также представляют собой природные соединение углерода.

В земной коре углерода содержится 0,023%.

В атмосфере углерод встречается в виде углекислого газа. В зеленых листьях, под воздействием фотосинтеза, образуются различные углеродные соединения.

Из образующегося в результате фотосинтеза  который составляет основу растений (стебель, древесина), образуется целлюлоза, крахмал (пшеница, рис, картошка), дисахариды (сахарный тростник, сахарная свекла), глюкоза и фруктоза (фрукты, виноград).

Углерод — один из основных элементов для жизни.

Физические свойства: Любая аллотропная разновидность углерода представляет собой трудно сжижаемое, нерастворимое в обычных растворителях вещество без запаха и вкуса. При температуре 3550°С плавится (алмаз), при 4830°С кипит (сублимируется); плотность равна 3513 кг/м³ (алмаз), 2260 кг/м³ (графит); число изотопов 8 (916).

Адсорбция. Углерод, в виде графита и древесного угля обладает высшими адсорбционными свойствами.

Адсорбция — поглощение одного вещества поверхностью другого.

Адсорбент — вещество, на поверхности которого происходит поглощение.

 Поглощение молекул, атомов, ионов другого вещества жидкостью или поверхностью другого вещества называется абсорбцией.

Поглощение веществом других веществ из внешней среды называется сорбцией.

 Вещество, способное на своей поверхности поглощать другое вещество, называется абсорбентом, поглощаемое же вещество называется абсорбтивом.

Адсорбционная способность зависит от площади поверхности. Усиление адсорбционной способности угля происходит при нагревании его острым водяным паром. При этом вещества, заполнившие пустоты угля, вытесняются, и тем самым увеличивается активная поверхность. Активированный уголь применяется для поглощения летучих веществ из воздушно-газовой смеси (противогазы); при очистке организма (крови, органов пищеварения) от отравляющих веществ; для очистки продуктов пищевой промышленности (масложировые продукты) и в химической промышленности в качестве катализатора.

В начале первой мировой войны Н. Д. Зелинский создал противогаз, использовав активированный уголь как сорбент против ядовитых химических веществ. Это открытие Зелинского сохранило жизнь более ста тысячи солдатам.

Уголь используется в химической промышленности в качестве катализатора.

Химические свойства: При обычных условиях углерод инертен. При нагревании взаимодействует с кислородом, серой, азотом, металлами и с оксидами металлов; углерод взаимодействует с фтором (с другими галогенами он не взаимодействует).

С кислородом образует два типа оксидов.

При температуре 900-1000°С взаимодействует с серой:

В атмосфере азота при пропускании между двумя графитовыми электродами электрического разряда образуется дициан 

Металлы с углеродом образуют карбиды:

Карбиды образуются также при взаимодействии углерода с оксидами металлов: 

Некоторые карбиды металлов, взаимодействуя с водой или кислотами, образуют различные водородные соединения:

Карбиды таких металлов, как титан, вольфрам, железо, никель и т.д. хорошие проводники электрического тока, твердые, тугоплавкие и химически устойчивые вещества.

При восстановлении графитом в электрической печи образуется карбид кремния — очень твердое, не плавящееся, химически устойчивое вещество — карборунд:

Углерод сильный восстановитель. При взаимодействии с оксидами восстанавливает элементы до свободного состояния:

Элементы ЗУН: известняк, доломит, углеводы, природные соединения углерода, угольные залежи, физические свойства, адсорбция, карбиды, углерод восстановитель.

Важнейшие соединения углерода

Неорганические соединения углерода широко распространены в природе и встречаются у множества минералов, горных пород, углекислого газа в составе воздуха. Некоторые из неорганических соединений углерода являются важнейшим сырьём для различных отраслей народного хозяйства. Трудно представить себе жизнь человека без органических соединений углерода. Важнейшие из них -соединения, образованные углеродом и водородом, называемые углеводородами, которые обладают различным составом. Мы их будем изучать в курсе органической химии.

Углерод образует с кислородом два оксида: оксид углерода (II) СО и оксид углерода (IV) СО₂ Они имеют линейную структуру (С=O и O=С=O).

Оксид углерода СО (угарный газ) — бесцветный газ, без вкуса и запаха, чрезвычайно ядовит, легче воздуха и мало растворим в воде. Относится к индифферентным оксидам.

Окись углерода получается при взаимодействии с двуокисью углерода с раскаленным при 450°С углем и недостатке кислорода:

Окись углерода горит синим пламенем:

Окись углерода также как углерод является восстановителем. При температуре 300-1500°С он восстанавливает оксиды металлов до металлов:

СО в присутствии активированного угля в качестве катализатора взаимодействует с хлором, образуя ядовитый газ фосген:

Угарный газ, по сравнению с кислородом, легко соединяется с гемоглобином, имеющимся в составе крови. В результате ухудшается кислородное снабжение организма. Длительное вдахание угарного газа приводит к летальному исходу.

Рис. 7. Прибор для получения углекислого газа.

Вышеназванная окись углерода применяется при восстановлении металлов, в качестве составной части искусственных горючих, при органическом синтезе.

Углерода оксид (IV) СО₂, называемый углекислым газом, бесцветный газ, без запаха, тяжелее воздуха. Углекислый газ имеет плотность равную При давлении  и t=20°C сжижается в бесцветную жидкость. При испарении этой жидкости поглощается так много теплоты, что остающийся углекислый газ затвердевает, превращаясь в белую твердую массу (сухой лед).

Получение. В лаборатории двуокись углерода получают при взаимодействии карбоната кальция (мел, известняк, мрамор) с соляной кислотой:

В промышленности углерода оксид (IV) получают при прокаливании известняка:

В природе углекислый газ образуется при дыхании животных и растений, гниении остатков органического происхождения, при горении.

Углекислый газ проявляет свойства кислотных оксидов. Растворяясь в воде, он образует угольную кислоту:

Взаимодействуя с оксидами металлов и основаниями, образует соли:

При пропускании углекислого газа через известковую воду наблюдается сильное помутнение (качественная реакция на СO₂).

Он не поддерживает горения. Лишь некоторые вещества, например, магний горит в присутствии углекислого газа:

Применение. Двуокись углерода в промышленности применяется при производстве соды (пищевой, бытовой, технической), синтезе органических кислот; в качестве огнетушителя, газировании напитков. Сухой лед применяется в пищевой промышленности в качестве хладогента.

Угольная кислота и свойства карбонатов

Угольная кислота Н₂СO₃ — неустойчивое соединение, может существовать лишь в водном растворе.

Его электронная и структурная формула:

Н₂СO₃ — слабая, двухосновная кислота. В водном растворе она диссоциируется в две стадии:

Угольная кислота реагирует только с оксидами и гидроксидами щелочных и щелочно-земельных металлов. Средние соли угольной кислоты называются карбонатами: K₂CO₃ — карбонат калия, СаСO₃ — карбонат кальция; кислые соли — гидрокарбонаты: КНСO₃~ гидрокарбонат калия, Ca(HCO₃)₂ — гидрокарбонат кальция.

1 моль кислоты взаимодействуя с щелочью образует кислую соль.

Карбонаты аммония, щелочных металлов, а также все его гидрокарбонаты, растворяясь в воде, гидролизуются; остальные карбонаты нерастворимы в воде.

При взаимодействии сильных кислот с карбонатами и гидрокарбонатами происходит бурное выделение углекислого газа:

Сокращенное ионное уравнение:

Реакции между солями угольной кислоты и сильными кислотами отличают карбонаты и гидрокарбонаты от других солей. Так как при взаимодействии карбонатов с кислотами происходит связывание ионов водорода, карбонатами можно пользоваться для нейтрализации кислот. В сельском хозяйстве для уменьшения кислотности почвы и улучшения ее структуры применяют размолотый известняк (уравнение реакции напишите самостоятельно).

Все карбонаты, кроме карбонатов щелочных металлов, при нагревании расщепляются с выделением углекислого газа:

Эта реакция протекает до конца только при своевременном отводе углекислого газа из реакционной зоны.

Гидрокарбонаты при нагревании переходят в карбонаты:

При пропускании через водный раствор карбоната натрия углекислого газа образуется гидрокарбонат натрия (пищевая сода):

Карбонат кальция СаСО₃ является одной из самых распространенных солей угольной кислоты. Известняк, мел, мрамор, сталагмиты, сталактиты — вот некоторые минералы, в состав которых входит СаСО₃.

В горах в основном имеются залежи известняка СаСО₃. Под воздействием воды и СO₂ известняк превращается в растворимую соль Са(НСО₃)₂.

Образовавшаяся соль Са(НСО₃)₂ под воздействием воздуха вновь превращается в СаСО₃.

Из искусственно полученных карбонатов большое значение имеет сода — Na₂CO₃, которая применяется в стекольной, бумажной, мыловаренной, текстильной, нефтеперерабатывающей промышленности, а так же в быту.

Гидрокарбонат натрия — NaHCO₃ — пищевая сода применяется в медицине, пищевой промышленности при выпечке хлебобулочных изделий, при огнетушении.

Кремний. Расположение кремния в периодической системе и строение его атома

Кремний расположен в главной подгруппе четвертой группы под номером 14 и относится к числу р-элементов. Относительная атомная масса равна 28,086. На внешнем энергетическом уровне имеется четыре электрона.

В периодической системе он расположен среди элементов, которые легко отдают и легко принимают электроны. В соединениях с водородом SiH4 кремний четырехвалентен. Высшая степень окисления +4 (SiO₂). В результате близкой электроотрицательности Si и Н, связь Si-H слабополярная, и неполярность молекулы является причиной того, что водородные соединения кремния, в отличие от элементов главной подгруппы пятой, шестой и седьмой группы, не проявляют ни кислотные, ни основные свойства.

Распространенность в природе и биологическое значение: Массовая доля кремния, который по распространенности в земной коре занимает второе место после кислорода, составляет 27,6%. В природе кремний встречается только в виде соединений. Кремний — основной элемент природы. Основная масса горной породы (гнейсы, граниты, базальты) и минералы (кварц, полевые шпаты, песок и глина) состоят из соединений кремния. Кремний входит в состав стебля и листьев растений, перьев птиц, шерсти животных.

Получение и применение. Кремний получают при взаимодействии кремния оксида (IV) с магнием, алюминием или углеродом:

Кремний применяется для получения многих сплавов. Сталь, содержащая в своем составе 4% кремния, обладает магнитными свойствами. Из такой стали (электротехническая сталь) изготавливают двигатели, генераторы. Сталь, содержащая 16% кремния (кислотоупорная сталь), используется для изготовления химических аппаратов и приборов. Кристаллы чистого кремния используются для изготовления полупроводников, применяемых в радио — и электротехнике. Такие полупроводники обладают способностью превращать энергию солнечного излучения в электрическую. Кремниевые солнечные батареи применяются для космических целей как источники энергии.

Свойства кремния. Важнейшие соединения   

Физические и химические свойства: По внешнему виду кремний похож на металл. Кристаллический кремний вещество стального цвета с металлическим блеском. Точка плавления равна 1420°С; кипения 2355°С; его плотность 2329 кг/м³; число изотопов 11(2434).

В отличие от углерода, у кремния слабо выражены неметаллические свойства, так как он имеет больший радиус атома и электроны на внешнем энергетическом уровне удалены от ядра дальше. При сильном нагревании кремний сгорает в воздухе, превращаясь в двуокись кремния:

При нагревании кремний взаимодействует с хлором, бромом и серой:

Соединения кремния с галогенами и серой при взаимодействии с водой гидролизуются:

При высокой температуре кремний взаимодействует с углеродом, образуя твердое соединение карборунд (карбид кремния):

Из карборунда изготавливают шлифовальные и точильные камни.

При нагревании кремний реагирует со многими металлами (Mg, Са, Сr, Мn, Fe и др.) с образованием силицидов:

При воздействии на силициды кислоты образуется водородное соединение кремния — силан:

Силан — бесцветный газ, сильный восстановитель, в воздухе самовоспламеняется:

Кроме силана имеется еще целый ряд водородных соединений кремния, и их общую формулу можно представить в следующем виде: Si_nH_2n+2, где  Силаны аналогичны углеводородам ряда метана, однако у кремния неметаллические свойства выражены слабее, чем у углерода. В результате происходит ослабление Si-Si, Si-H связи и усиление реакционной способности силанов.

Кислоты не действуют на кремний. Однако он реагирует с расплавами и растворами щелочей:

Важнейшие соединения: Оксид кремния (IV) твердое, тугоплавкое вещество, нерастворимое в воде и обладающее атомной кристаллической решеткой. В природе встречается в виде минерала кварца. Прозрачный, бесцветный кристалл кварца еще называют горным хрусталем. Кремень, агат, яшма, песок — разновидности кварца.

Обладая свойствами кислотного оксида, при сплавлении взаимодействует с щелочами, карбонатами щелочных металлов, основными оксидами и образует соли кремниевой кислоты — силикаты:

Кислоты, за исключением плавиковой, не взаимодействуют с кремнеземом. Плавиковая кислота взаимодействует с SiO₂, образуя газообразный фторид кремния SiF₄:

Из расплавленного кварца получают кварцевые стекла, пропускающие ультрафиолетовые лучи и обладающие малым коэффициентом расширения. Температура плавления кварца равна 1500°С. Поэтому кварцевые стекла применяются в условиях высокой температуры. Из кварца изготавливают ртутные лампы и химическую лабораторную посуду.

Метакремниевая кислота и ее соли: Метакремниевая кислота H₂SiO₃ — двухосновное, неустойчивое соединение, являющееся слабее угольной кислоты. Поэтому угольная кислота или углекислый газ вытесняют ее из растворов солей:

Метакремниевая кислота не растворима в воде и образует студенистый осадок, который растворяется только в щелочах с образованием солей метакремниевой кислоты:

При нагревании метакремниевая кислота легко распадается на воду и оксид кремния (IV):

Метакремниевую кислоту можно получить, воздействуя другими кислотами на ее соли. Ее соли называются силикатами. Только силикаты щелочных металлов растворимы в воде. Силикаты калия и натрия (Na₂SiO₃ и K₂SiO₃) называются жидким стеклом. Жидкое стекло применяется для изготовления кислотоупорного цемента, бетона, клея, мазей, им пропитывают ткани и известняк, используют в строительстве.

Силикаты — сложные природные соединения. Например алюмосиликаты входят в состав полевого шпата каолина

Силикатная промышленность

Природные силикаты и кремнезем применяются для изготовления стекла, фарфора и фаянса, керамических изделий, а также вяжущих материалов.

Вместе с углем в Ангрене вырабатывается и каолин. Каолин является важнейшим сырьем в силикатной промышленности.

Стекло: Обычное или бутылочное стекло получают сплавлением оксида кремния (IV) (в виде кварца, песка), карбоната кальция (в виде известняка и мрамора) и карбоната натрия (в виде соды):

Полученное стекло является сплавом силикатов кальция и натрия с кремния оксидом (IV). Химический состав такого стекла можно выразить примерно такой формулой: Свойство стекла зависит от его состава. Если при варке стекла в состав шихты вместо карбоната натрия добавить карбонат калия (поташ), то можно получить тугоплавкое стекло, применяемое для изготовления химической посуды, а при добавке поташа и свинца — тяжелое, сильно лучепреломляющее стекло — хрусталь.

Для получения окрашенных стекол специально прибавляют некоторые вещества. Окись кабальта придает стеклу синюю окраску, хром окисный — зеленую, окись железа — темно-зеленую; закись меди — красный цвет. При добавке небольшого количества золота получается рубиновое стекло, которое пропускает только инфракрасные лучи.

Из стеклянных волокон изготавливаются тепло- и электроизоляционные, кислотоупорные материалы.

Цемент: Для производства цемента в качестве сырья используется известняк и глина, которая подается во вращающуюся печь, где температура доходит до 450°С. При такой температуре из состава сырья испаряется вода и выделятся углекислый газ. В результате образуется твердеющая масса — клинкер. Размалывая клинкер в порошок получают цемент, растворяя цемент в воде получают твердеющее тесто. Отвердение происходит даже под водой. Цемент применяется в качестве связующего материала при строительстве подводных и надводных сооружений.

Бетон и железобетон: При смешивании цементного раствора с гравием, щебнем, песком получается масса, которая называется бетоном. Сооружения из бетона с основой из железных балок и стержней называются железобетоном. Бетон и железобетон широко применяются в различных отраслях народного хозяйства.

Керамика: Изделия, изготовленные из глины, называются керамическими. Сырьем для глиняных (керамических) изделий может бытъ глина, каолин, песок, мел, доломиты. В настоящее время керамические изделия применяются в электронике, радиотехнике. Для этой цели используется тонкая керамика. Основным сырьем тонкой керамики является тальк, глинозем, оксид магния, соединения титана, из которых изготавливают специальные смеси.

Узбекский народ издревле занимался гончарным производством. В таких городах как Самарканд, Бухара, Хива произведенные из керамики орнаменты зданий веками поражает нас своим изяществом.

Местное гончарное производство и крупные заводы по производству керамических изделий работают по следующей схеме:

Изготовление целевого сырья приготовление глины (керамической массы) формование (придание определенной формы) сушка обжиг.

Чтобы поры керамических изделий не пропускали воду и не забивались, их покрывают глазурью, для чего в печь бросают поваренную соль (испаряясь, поваренная соль взаимодействует с оксидом кремния), в результате изделия покрываются гладким стеклообразным слоем, не пропускающим влагу.

Пример №1

При сильном нагревании 50 гр известняка получается 22 гр СаО. Сколько процентов СаСO₃ в составе известняка?

Решение: 1) При нагревании известняка СаСO₃, имеющийся в его составе, образует известь (СаО) и газ СO₂.

Из какого количества СаСO₃ образуется 22 гр СаО?

2) В составе 50 гр известняка имеется 39,3 гр СаСO₃. Сколько процентов составляет 39,3 гр СаСO₃ от 50 г известняка?

Пример №2

Сколько необходимо воды, чтобы приготовить 10% раствор карбоната натрия из 54 гр кристаллической соды

Решение: 1) Сколько Na2CO₃ имеется в 54 гр кристаллической соды?

в  имеется 

в  имеется 

2) Если в 54 гр кристаллической соды имеется 20 гр Na₂CO₃, то сколько необходимо воды, чтобы приготовить 10% раствор Na₂CO₃?

Для приготовления 10% раствора

10 гр Na₂CO необходимо растворить в 90 гр воды.

20 гр Na₂CO необходимо растворить в х гр воды

х=180 гр воды.

3) В 54 гр кристаллической соды имеется 34 гр воды.

180-34=146 гр воды.

Если растворить 54 гр кристаллической соды в 146 гр воды (54+146), образуется 200 гр раствора.

Ответ: в 146 гр воды

Проверка правильности решения.

1) Растворимая масса: 54 гр + 146 гр = 200 гр

2) В 200 гр раствора растворено 54 гр кристаллической соды. В 54 гр кристаллической соды имеется Na₂CO₃ и вода:

3) Определение растворимой массы (Na₂CO₃) в составе 54 гр кристаллической соды

в 286 гр имеется 106 гр Na₂CO₃

в 54 гр имеется х гр Na₂CO₃

х=20 гр Na₂CO₃ (растворимое вещество)

4) В 200 гр раствора имеется 20 гр растворенного вещества. Процентное соотношение раствора:

Общая характеристика неметаллов

Как вы знаете, число неметаллов (22) намного меньше числа металлов. Однако, несмотря на это, их роль в окружающей среде не менее важна, чем металлов. Так, из уроков географии, физики и биологии вам известно, что не только земной шар, но и Вселенную невозможно представить без неметаллов. Солнце и наибольшая планета Солнечной системы — Юпитер, в основном, состоят из водорода, кора земного шара по массе на 49% состоит из кислорода и на 27% — из кремния. Наша Земная атмосфера содержит 78% азота (по объему) и 21% кислорода, гидросфера, в основном, состоит из водорода и кислорода, живые организмы, образующие биосферу, также состоят, главным образом, из неметаллов.

Ознакомимся с положением неметаллов в Периодической системе, их общими физическими и химическими свойствами, а также теми причинами, которые их обусловливают.
 

1. Положение в Периодической системе.

В Периодической системе неметаллы, в основном, расположены в правом верхнем углу. За исключением водорода и гелия (s-элементы), неметаллы являются р-элементами (табл. 12.1).

2.    Особенности строения атомов.

В атомах неметаллов (кроме бора В) внешний энергетический уровень или завершен, или близок к завершению. Например, строение внешнего уровня атомов благородных газов — (у гелия ), галогенов — элементов VI подгруппы (халькогенов) —

При изменении электронного строения атома, металлические и неметаллические свойства элемента изменяются, как это указано в таблице 12.1.

3.    Особенности строения простых веществ.

Простые вещества неметаллов в твердом состоянии имеют как молекулярное, так и немолекулярное строение. К простым веществам молекулярного строения относятся галогены, кислород, водород, азот, озон  белый фосфор кристаллическая сера и др. В них силы притяжения между молекулами, расположенными в узлах их кристаллических решеток, незначительны; поэтому такие вещества характеризуются невысокими температурами плавления и кипения. Например, молекулярная (кристаллическая) сера плавится примерно в области 112—119°С, белый фосфор — при 44°С, простые вещества водород, азот и кислород, взятые в жидком состоянии, кипят в области —200°С.

Неметаллы с немолекулярным строением (С, Si, В или имеют атомную кристаллическую решетку. Такие вещества обладают высокой твердостью или высокой температурой плавления; например, алмаз — самое твердое вещество, а графит плавится при 3800°С.

4.    Особенности физических свойств твердых веществ.

Неметаллы в твердом состоянии, как правило, или диэлектрики, или плохие проводники электричества и тепла; они не обладают пластичностью, металлическим блеском и являются хрупкими веществами.

Кристаллический бор и кремний обладают полупроводниковыми свойствами. Из неметаллов графит, кристаллический йод и кремний имеют металлический блеск, а графит обладает также электропроводностью.

5.    Особенности химических свойств.

Неметаллы в реакциях с металлами всегда являются окислителями, т.е. принимают электроны. Самый сильный окислитель — фтор:

При взаимодействии друг с другом неметаллы могут быть как окислителями, так и восстановителями:

Только фтор при взаимодействии с другими простыми веществами не бывает восстановителем.

Окислительные свойства неметаллов ослабевают с уменьшением их электроотрицательности:

Неметаллы (R) с водородом образуют газообразные или летучие соединения общей формулы —номер группы Периодической системы, в которой расположен элемент R).

2.    В главных подгруппах сверху вниз восстановительные свойства летучих водородных соединений, а в водных растворах и их кислотные свойства усиливаются:

Неметаллы с кислородом, как правило, образуют кислотные оксиды — и др.

3. В Периодической системе слева направо кислотные свойства высших оксидов неметаллов усиливаются, а сверху вниз ослабевают.

Об изменении кислотных свойств высших оксидов и водородных соединений неметаллов главных подгрупп:

Пример №3

Составьте формулы высших оксидов азота, фосфора и мышьяка (As) и расположите их в порядке возрастания кислотных свойств.

Решение:

Поскольку азот, фосфор и мышьяк расположены в главной подгруппе V группы, то формулы их высших оксидов будут 

Согласно правилу 3 в подгруппе кислотные свойства этих оксидов ослабевают сверху вниз; следовательно кислотные свойства оксидов —  возрастают в  последовательности. 

Элементы подгруппы фтора

Общая характеристика элементов подгруппы фтора:

Элементы, расположенные в главной подгруппе VII группы Периодической системы — фтор F, хлор С1, бром Вr, йод I и астат At, называются галогенами (на лат. «галоген » означает рождающие соли).

В каждом периоде галогены обладают наибольшими неметаллическими свойствами. На внешнем энергетическом уровне их атомов располагаются 7 электронов — Для ее завершения не хватает одного электрона. Кроме того, атомы галогенов по сравнению с атомами других элементов данного периода обладают наибольшим зарядом ядра и наименьшим радиусом. По этим причинам галогены — сильные окислители: приняв 1 электрон, они в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления —1.

В ряду неметаллические свойства галогенов ослабевают.

Фтор, как элемент с наибольшей электроотрицательностью, в соединениях проявляет степень окисления только -1. Элементы Cl, Br, I наряду с -1 в соединениях со фтором и кислородом проявляют также степени окисления +1, +3, +5 и +7. Из-за отсутствия d-подуровня в атоме фтора он не проявляет валентность III, V и VII.

Водные растворы галогеноводородов (HR) являются кислотами. Сила этих кислот возрастает в ряду поскольку с ростом радиуса атома галогена, отщепление иона водорода Н+ от молекулы HR последовательно облегчается По той же причине в ряду восстановительные свойства галогеноводородов (галогенид ионов) усиливаются, а стабильность уменьшается.

Кроме фтора, все остальные галогены образуют кислородсодержащие кислоты. Например, хлор образует кислоты типа (хлорная), (хлорноватая), (хлористая) и (хлорноватистая). С уменьшением степени окисления хлора их кислотные свойства убывают:

Кислотные свойства однотипных кислот хлора, брома и йода, например, типа  убывают от хлора к йоду. — одна из самых сильных кислот.

Галогены образуют простые вещества, состоящие из двухатомных молекул. В ряду  их реакционная способность убывает. Поэтому в этом ряду каждый предыдущий галоген вытесняет следующий из кислот типа HR и их солей (см. более подробно стр. 70).

Об активности галогенов и кислотных свойствах кислот типа 

При пропускании 7,1 мг хлора через раствор KI взятого в избытке выделилось 2,7 мг йода . Вычислите выход (%) йода? 

Решение:

1. Найдём теоретически ожидаемую массу (x)  йода ( с выходом 100%)?

2. Учитывая массу йода вычислим выход йода 

В связи с тем, что в ряду межмолекулярные силы притяжения возрастают, некоторые физические свойства галогенов в том же направлении изменяются закономерно (стр. 69).

Хлор

Открытие: В свободном состоянии хлор впервые был получен окислением соляной кислоты диоксидом марганца (1774 г., К.Шееле, Швеция).
Степень окисления хлора в соединениях -1, +1, +3, +5 и +7.
Положение в Периодической системе и строение атома: Хлор — элемент 3-го периода главной подгруппы VII группы. Электронное строение его атома —

Нахождение в природе: Как активный элемент хлор в природе встречается только в виде соединений. К важнейшим его соединениям относятся галит  NaCl, сильвин  КС1, сильвинит  карналлит и др. Соединения хлора встречаются в водах океанов, морей и озер, а также в организмах растений и животных.

Получение: В лаборатории хлор можно получить действием сильных окислителей на соляную кислоту:

В промышленности хлор получают электролизом расплава хлорида натрия или его концентрированного водного раствора:

Физические свойства: Хлор — газ желто-зеленого цвета, с резким удушающим запахом. Ядовит! В 2,5 раза тяжелее воздуха. В 1 л воды растворяется 2,5 л хлора (20°С). Его водный раствор называют хлорной водой. Хлор раздражает дыхательные пути, а при вдыхании большого количества вызывает смерть. Хлор под давлением сжижается и в жидком состоянии хранится в стальных баллонах.

Химические свойства: Хлор — сильный окислитель. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и углеродом. Хлор с водородом реагирует при освещении () с сурьмой (Sb) и активными металлами при комнатной температуре, а с другими простыми веществами при нагревании:

Взаимодействие хлора со сложными веществами: Хлор реагирует с водой, образуя соляную (хлороводородную) и хлорноватистую кислоты:

Образующийся раствор называют хлорной водой. Хлорноватистая кислота — непрочное вещество, поэтому она разлагается. Образующийся при ее разложении атомарный кислород, как сильный окислитель, обесцвечивает органические красители:

Это свойство хлорной воды позволяет использовать ее в качестве отбеливающего вещества.

Хлор взаимодействует с щелочами. Например, при обычных условиях хлор с растворами КОН или NaOH образует жавелевую воду, а с раствором гашеной извести — хлорную известь, которые также обладают отбеливающими свойствами:

Отбеливающие свойства жавелевой воды и хлорной (белильной) извести обуславливает хлорноватистая кислота, которая образуется под действием воды и углекислого газа воздуха. Например,

При нагревании хлора с щелочами образуются соли хлорноватой кислоты

Хлор — более сильный окислитель, чем бром и йод. Поэтому он вытесняет бром и йод из их бинарных соединений с водородом и металлами:

Хлор взаимодействует и с органическими соединениями.

Применение: Хлор используют для обеззараживания питьевой воды, отбеливания тканей и бумаги. Его основная часть расходуется в производстве соляной кислоты, хлорной извести, а также других хлорсодержащих неорганических и органических соединений.

Хлороводород и соляная кислота

Получение: В лаборатории хлороводород получают сульфатным способом, 

 ,
а в промышленности, главным образом, сжиганием водорода в хлоре:

Физические свойства: Хлороводород — бесцветный газ с резким, удушливым запахом, немного тяжелее воздуха. Во влажном воздухе «дымит». При 0°С в 1 л воды растворяется 500 л хлороводорода. Его водный раствор называется соляной кислотой. При вдыхании оказывает удушливое действие.
 

Химические свойства: Хлороводород, в отличие от соляной кислоты, при обычных условиях не реагирует с металлами и их оксидами.

Применение: Хлороводород, главным образом, используется в виде соляной кислоты. Он также применяется в производстве пластмасс и каучука.

Соляная кислота

Получение соляной кислоты: Соляную кислоту получают растворением хлороводорода в воде.

Физические свойства: Соляная кислота — бесцветный раствор с резким запахом. Концентрированная соляная кислота на воздухе «дымит». Наиболее концентрированная соляная кислота бывает не более 40%-ной; соляная кислота, поступающая в продажу, имеет концентрацию не более 37%. В желудочном соке концентрация соляной кислоты составляет 0,3%.

Химические свойства: Соляная кислота, наряду с общими свойствами кислот, обладает и специфическими свойствами.

I.    Соляная кислота — сильная кислота. В растворе она полностью диссоциирует на ионы и изменяет цвет индикаторов. Она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжения до водорода, с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями, кроме солей серной, азотной и ортофосфорной кислот (исключая нитрат серебра(1):

 

II.    Специфические свойства соляной кислоты.

1.    Пары концентрированной соляной кислоты взаимодействуют с аммиаком с образованием белого дыма, состоящего из частиц хлорида аммония (ур. а):

(a)

2.    Соляная кислота и ее растворимые соли с раствором нитрата серебра(1) образуют нерастворимый в воде и кислотах белый осадок AgCl (ур. b). Этой реакцией пользуются при определении соляной кислоты и ее солей:

(b)

3.    Обладая восстановительными свойствами, соляная кислота (хлорид ион) реагирует с окислителями. Это ее свойство используют при получении хлора:

Применение: Соляная кислота используется для получения ее солей, в синтезе красителей, при очистке поверхности металла от оксидных пленок в процессе паяния, в пищевой промышленности (для получения глюкозы и желатина), в кожевенной промышленности (дубление кож), в медицине (в производстве лекарств) и т. д.
 

Применение солей соляной кислоты: NaCl — в производстве гидроксида натрия, соляной кислоты, хлора, металлического натрия, соды, мыла, красителей и в быту; KCl — как ценное минеральное удобрение, — для пропитки деревянных изделий с целью предотвращения их гниения, — как средство борьбы с вредителями сельского хозяйства, — для осушки газов,  — как катализатор в органическом синтезе.

Определение хлороводорода и хлорид аниона. Хлороводород определяют по образованию белого дыма с аммиаком (ур. а), а хлорид анионы — по образованию с ионом белого осадка AgCl (ур. b).

Сравнительная характеристика галогенов

Открытие: Фтор впервые был получен электролизом жидкого фтороводорода (1886 г., А.Муассан, Франция), хлор — окислением соляной кислоты диоксидом марганца (1774 г., К.Шееле, Швеция), бром (1826 г., А.Балар, Франция), йод — из золы морских водорослей (1811, Б.Куртуа, Франция).

По-гречески «фторос » означает разрушающий, «хлорос» — желто-зеленый, «бромос » — зловонный, «иодэс » — фиолетовый.
 

Нахождение в природе: Галогены в природе встречаются только в виде соединений.

Важнейшие природные соединения фтора — флюорит (плавиковый шпат)  криолит и фторапатит  Бром встречается, главным образом, на всех месторождениях хлора в виде солей NaBr, КВr, а также в составе морских водорослей.

В течение года из морской воды в атмосферу переходит около 4 млн тонн брома. По этой причине в воздухе, у побережья морей, содержание брома многократно больше, по сравнению с другими районами.

Йод, в основном, встречается в виде йодида калия и йодида натрия, а также, как и бром, в составе морской водоросли — ламинарии.
(а) Галогены в природе:

• 1  — каменная соль (NaCI),
• 2  — сильвин (KCI),
• 3  — флюорит
• 4  — ламинария (содержит много йода)

Соединения галогенов в Азербайджане встречаются в Нахчыване (в основном в виде NaCl) в буровых и морских водах близ городов Баку и Нефтчала (в виде йодидов и бромидов).

Получение:

1. Фтор можно получить электролизом расплавов фторида калия или фторида кальция:

2.    Получение хлора (см. стр. 63)

3.    Бром в лаборатории получают действием окислителей и др.) на бромоводородную кислоту или ее соли:

В промышленности его получают действием хлора на бромиды:

4.    Йод в лаборатории получают действием слабых окислителей и др.) на йодоводородную кислоту или ее соли:

а в промышленности —действием хлора на йодиды:

Физические свойства: Фтор и хлор — ядовитые газы, соответственно, светло-желтого и желто-зеленого цвета.

Бром — жидкость красновато-бурого цвета, пары которого ядовиты. Йод — легко сублимирующее при нагревании, кристаллическое вещество темно-фиолетового цвета с резким запахом.

В ряду из-за увеличения размеров атомов и молекул увеличиваются межмолекулярные силы притяжения. В результате в этом ряду усиливается интенсивность окраски галогенов, возрастает плотность, повышаются их температуры плавления и кипения.

Галогены в воде малорастворимы, в спирте, бензине и керосине хорошо растворимы. Из-за того, что фтор при обычных условиях необратимо реагирует с водой, его водный раствор получить невозможно.

Химические свойства: Химическая активность галогенов убывает от фтора к йоду. Поэтому фтор по сравнению с другими галогенами более энергично вступает в реакции; например, фтор при обычных условиях энергично реагирует с углеродом, фосфором, серой и со многими металлами:

Другие галогены в реакции вступают в основном при нагревании.

С водородом фтор реагирует в темноте со взрывом, хлор — под действием света или при нагревании, бром и йод же — при нагревании:

 

Соединения НВr и HI — непрочные вещества. Поэтому их получают косвенным путем.

В промышленности фтороводород также получают не из простых веществ: действием концентрированной серной кислоты на минерал флюорит:

Галогеноводороды в водном растворе являются кислотами, сила которых возрастает в ряду Фтороводородная (плавиковая) кислота реагирует с диоксидом кремния, входящим в состав стекла:

Это ее свойство используют на практике для нанесения узоров и надписей на стекле.

Соли галогенов однородных кислот называются фторидами, хлоридами, бромидами и йодидами. Для распознавания этих солей в растворе используют их реакцию с раствором нитрата серебра(I) (стр. 71).

Окислительные свойства галогенов ослабляются в ряду Поэтому из соединений типа и хлор вытесняет бром и йод, а бром — только йод:

Для фтора эти реакции в водном растворе не характерны, так как фтор реагирует с водой.
 

Фтор, реагируя с водой, вытесняет из нее кислород (наблюдается явление горения): 
 

В отличие от фтора, хлор и бром очень слабо реагируют с водой. При этом, наряду с галогеноводородом, образуются хлорноватистая (НСlO) и бромноватистая (НВrО) кислоты:

Йод с водой не реагирует. Следует отметить, что восстановительные свойства галогенид ионов возрастают в ряду  

Применение галогенов: Среди галогенов наиболее широко применяется хлор (стр. 64).

Фтор и его соединения используются в синтезе фторорганических соединений (фреон, ), полимеров (тефлон  для производства криолита нанесения узоров на стекле, а также в составе зубной пасты.

Соединения брома применяются в фотографии (AgBr), в медицине для успокоения нервной системы (NaBr, КВr) и в производстве ряда красителей.

Соединения йода применяются в йодировании (NaI ) поваренной соли, при лечении некоторых заболеваний, например, заболевания щитовидной железы, а также для дезинфекции ран 5%-ным раствором йода в этиловом спирте.

В организм человека йод поступает из воды, воздуха и пищи (молока, хлеба, яиц, соли, морской капусты и др.).

Определение ионов и , а также молекулярного йода

Однако ионы в отличие от ионов с ионами и образуют нерастворимые в воде осадки, соответственно, белого и желтого цвета :

Определение молекулярного йода основывается на появлении темно-синего окрашивания при действии на крахмал разбавленного раствора йода в этиловом спирте (стр.183).

Химия и окружающая среда: Среди галогенопроизводных наибольшую экологическую опасность представляют хлорсодержащие пестициды, фреоны (фторхлор-производные углерода — и др.) и хлороводород, способствующий повышению кислотности почв. Продукты фотолиза фреонов, образующиеся в атмосфере Земли, реагируя с озоном, вызывают появление в атмосфере «озоновых дыр». Поэтому подобные соединения представляют большую опасность в аспекте сохранения озонового слоя планеты. В настоящее время применение опасных пестицидов и фторпроизводных или полностью запрещается, или ограниченно разрешается при соблюдении определенных правил и осуществлении контроля за их содержанием в атмосфере.

Фотолиз — разложение вещества под действием света.

Элементы подгруппы кислорода

На внешнем энергетическом уровне атомов халькогенов содержится 6 электронов: Присоединяя недостающие до октета 2 электрона, они в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления —2. Сера, селен и теллур в соединениях с кислородом и галогенами, а кислород только со фтором проявляют и степень окисления +2. В отличие от кислорода, сера, селен и теллур проявляют также и степени окисления +4 и +6.

Из-за отсутствия на внешнем (2-м) энергетическом уровне его атома d-под-уровня кислород не проявляет валентности IV и VI, и, соответственно, степень окисления +4 и +6 (табл. 17.1).

Элементы подгруппы кислорода с водородом образуют соединения общей формулы В водном растворе образуют кислоты. Сила этих кислот возрастает в ряду

Вода в очень незначительной степени диссоциирует на ионы

Сера, селен и теллур с кислородом образуют оксиды состава и Этим оксидам соответствуют кислоты типа и

В подгруппе с ростом порядкового номера элемента R сила этих кислот убывает. Поскольку в них R имеет степень окисления +4 и +6 соответственно, то все они обладают окислительными свойствами. Кислоты типа обладают также и восстановительными свойствами, так как степень окисления элемента R (+4) в этих кислотах имеет промежуточное значение.

Кислородосодержащие и безкислородные кислоты халькогенов

Почему кислотные свойства возрастают в ряду 

Решение:

В ряду   из-за увеличения размера атома длина связи R-H возрастает, а её прочность уменьшается. Как следствие полярным молекулам воды становится всё легче оторвать ион   от молекулы 

В ряду окислительные (неметаллические) свойства элементов убывают, а восстановительные свойства возрастают.

Сера

Открытие: Сера людям известна еще с глубокой древности.

Степень окисления серы в соединениях, в основном, -2, -1, +2, +4 и +6.

Положение в Периодической системе и строение атома. Сера-элемент 3-го периода главной подгруппы VI группы. Электронное строение атома

Встречается на многих месторождениях руд (стр.40).

Получение: Из своих соединений серу получают термическим разложением пирита, окислением сероводорода и другими способами:

Аллотропные модификации: Сера имеет следующие аллотропные модификации: кристаллическая и пластическая (аморфная) сера. Кристаллическая сера при обычных условиях более устойчива, и потому со временем пластическая сера превращается в кристаллическую.

Физические свойства: Кристаллическая сера — твердое, хрупкое вещество желтого цвета, в два раза легче воды; плавится при 112,8°С и кипит при 444,6°С. Как неметалл она плохо проводит тепло и не проводит электрический ток. В воде не растворяется, в сероуглероде растворяется хорошо.

В виде порошка сера не смачивается водой и по этой причине плавает на поверхности воды. В мелкораздробленном состоянии этим свойством обладают и многие природные соединения серы. Поэтому, в технике это свойство используют для разделения сернистых руд от смачиваемых и оседающих «пустых пород». Такой способ обогащения руд называют флотацией.

Химические свойства: Сера-типичный неметалл. В химических реакциях сера проявляет и окислительные, и восстановительные свойства. (В химических уравнениях серу условно изображают химическим знаком S).

Сера — как окислитель: Сера окисляет металлы (кроме золота, иридия и платины), а также неметаллы, электроотрицательности которых, меньше электроотрицательности серы. С щелочными и щелочноземельными металлами, а также со ртутью сера реагирует при обычных условиях:

Для получения пластической серы нужно нагретую до кипения серу вылить в холодную воду. При этом она застывает в виде прозрачной резинообразной массы.

Сера — как восстановитель: Как восстановитель сера реагирует с галогенами, кислородом и некоторыми сложными веществами. С йодом, азотом и водой сера не реагирует:

 

При нагревании с щелочами сера реагирует и как окислитель, и как восстановитель (вступает в реакцию диспропорционирования):

 

Применение: Основная часть производимой серы расходуется на производство серной кислоты. Сера применяется при вулканизации каучука, в производстве черного пороха спичек, сероуглерода. В виде порошка серу используют для борьбы с вредителями и возбудителями болезней растений. В медицине серные мази применяют для лечения кожных заболеваний.

Это интересно:
Сера играет большую роль в процессах выделения энергии в организме, в свертывании крови, в образовании белка коллагена и некоторых ферментов. Серу также называют элементом «красоты». При недостатке серы в организме наблюдается выпадение волос, хрупкость и ломкость костей и ногтей.

Сероводород

Строение молекулы: Структурная формула сероводорода следующая: H-S-H. Связь S-H — полярная связь. Поскольку молекула имеет угловое строение (), то в целом молекула-полярная (а).

Нахождение в природе: В природе сероводород встречается в составе вулканических газов и некоторых минеральных вод (Пятигорск, Мацеста, Галаалты).

Получение: В лаборатории сероводород получают, главным образом, действием соляной или разбавленной серной кислот на сульфид железа (II):

В промышленности сероводород образуется как побочный продукт при очистке нефти, природного и промышленных газов.

Физические свойства: Сероводород — бесцветный газ, немного тяжелее воздуха, с запахом тухлых яиц (точнее, тухлые яйца пахнут сероводородом). Сероводород очень ядовит; вдыхание большого количества может привести к смерти. При 20°С в 1 л воды растворяется 2,5 л сероводорода, Его водный раствор называют сероводородной кислотой.

Химические свойства: При нагревании сероводород разлагается:

— сильный восстановитель.
Как восстановитель сероводород реагирует с кислородом, диоксидом серы и бромной водой:

В водном растворе сероводород — очень слабая, двухосновная кислота: 

В ионных уравнениях сероводородная кислота, как и вода, записывается в молекулярной форме.

Сероводородная кислота образует два ряда солей — сульфиды и гидросульфиды

Таким образом, если образуются нерастворимые в условиях реакции сульфиды, то сероводородная кислота вытесняет сильные кислоты из их солей.

Применение: Различная окраска нерастворимых сульфидов (ZnS — белого, PbS, CuS, HgS — черного, CdS — желтого цвета) используется для определения катионов металлов и их разделения. Сероводородные природные воды применяются в виде лечебных ванн.

Определение: Характерной особенностью сероводородной кислоты и ее растворимых солей является их способность образовывать с ионами (а также и с ионами свинца ) черный осадок сульфида меди(II):

Диоксид серы

Получение: В лаборатории диоксид серы можно получить действием концентрированной серной кислоты на сульфит натрия, серу или медь, а также сжиганием сероводорода:

В промышленности диоксид серы получают сжиганием серы, пирита и сернистых соединений цветных металлов (ZnS, PbS, и др.):

Физические свойства: Диоксид серы или сернистый газ — бесцветный газ с резким удушливым запахом. При 20°С в 1 л воды растворяется 40 л Его водный раствор называется сернистой кислотой.

Химические свойства: Диоксид серы — ангидрид сернистой кислоты. С водой он образует непрочную сернистую кислоту, с оксидами и гидроксидами металлов — соли:

В перечисленных реакциях степень окисления серы не изменяется. В других же реакциях диоксид серы выступает или как восстановитель (а), или как окислитель (b):

(a)  (b)

Диоксид серы обладает отбеливающим и дезинфицирующим свойствами.

Сернистая кислота:

При растворении диоксида серы в воде образуется сернистая кислота. Из-за своей непрочности она существует только в растворе.

Сернистая кислота — слабая, двухосновная кислота; в воде диссоциирует в две стадии и образует средние и кислые соли — сульфиты и гидросульфиты:

Применение диоксида серы и солей сернистой кислоты: Диоксид серы применяется для обесцвечивания шелка, шерсти, соломы, красителей, а также для уничтожения микроорганизмов овощехранилищ и при консервировании фруктов, соков, ягод. Основная его часть идет на производство серной кислоты.

Из солей сернистой кислоты сульфит натрия используется для получения тиосульфата натрия ( или ), гидросульфит натрия  — для удаления избытка хлора после отбеливания тканей, и наряду с гидросульфитом кальция — в производстве целлюлозы из древесины.

Триоксид серы

Получение: В лаборатории триоксид серы можно получить термическим разложением дисульфата калия, сульфатов алюминия или железа(III):

В промышленности триоксид серы получают окислением диоксида серы кислородом воздуха в присутствии катализатора
( или NO):

Физические свойства: Триоксид серы — бесцветная жидкость, кипящая при 45°С и замерзающая при 17°С; хорошо растворяется в воде и серной кислоте. Триоксид серы сильно поглощает водяные пары из воздуха; поэтому его хранят в плотно закрытой стеклянной посуде.

Химические свойства: Триоксид серы -ангидрид серной кислоты. Она экзотермически реагирует с водой, образуя серную кислоту, вступает в реакции с основными оксидами и основаниями:

В триоксиде серы степень окисления серы +6; поэтому она проявляет сильные окислительные свойства:

Триоксид серы проявляет также и дегидратирующие свойства:

При сильном нагревании триоксид серы обратимо разлагается:

Триоксид серы используется в производстве серной кислоты.

Серная кислота

Получение: В промышленности серную кислоту получают, в основном, контактным способом (стр.86):

Физические свойства: Серная кислота —бесцветная маслянистая нелетучая и тяжелая (=1,838 г/мл) жидкость, без запаха; сильно гигроскопична. При растворении серной кислоты в воде наблюдается сильное разогревание (а).

Примечание: При разбавлении серной кислоты ее тонкой струйкой надо вливать в воду, непрерывно перемешивая раствор; обратное — приливать воду к кислоте нельзя! В последнем случае происходит разбрызгивание раствора кислоты, что может вызвать ожоги.

 

Безводная серная кислота растворяет до 70% триоксида серы. Раствор в концентрированной серной кислоте называют олеумом. Серная кислота, используемая в лаборатории, обычно имеет концентрацию 96%.

Химические свойства: Серная кислота, наряду с общими свойствами кислот, обладает и специфическими свойствами.

I. Химические свойства разбавленной серной кислоты. Как сильная двухосновная кислота, серная кислота в водном растворе диссоциирует в две ступени:

Металлы, расположенные в электрохимическом ряду металлов до водорода, из разбавленной серной кислоты вытесняют водород. (В этих реакциях роль окислителя играют ионы водорода — ). Металлы (Сu, Hg, Ag, Аu), расположенные справа от водорода, с разбавленной кислотой не реагируют. Серная кислота взаимодействует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями и аммиаком.

Серная кислота и ее соли с растворимыми солями бария образуют нерастворимый в воде и кислотах белый осадок сульфата бария:

Эта реакция, характерная для серной кислоты и ее солей, используется для определения ионов в растворе.

II.  Химические свойства концентрированной серной кислоты.

Специфические свойства концентрированной серной кислоты:

A)    Окислительные свойства. Концентрированная серная кислота- сильный окислитель. При нагревании она реагирует со многими металлами (исключение — Au, Pt и некоторые другие металлы). В этих реакциях роль окислителя играет не ион , а сера со степенью окисления +6 (ион ). Поэтому при взаимодействии металлов с концентрированной серной кислотой водород не выделяется.

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с активными металлами (Li, Na, К, Са, Sr, Ва) выделяется а с металлами — Сu, Hg, Ag — сернистый газ Во втором случае реакция протекает при нагревании:

В реакциях с другими металлами серная кислота, в зависимости от своей концентрации, активности металла и температуры, восстанавливается до

При обычных условиях концентрированная серная кислота не действует на железо, хром, алюминий и никель; она пассивирует их. При нагревании эти металлы, в соответствии с вышеуказанными правилами реагируют с ней:

Свинец с концентрированной серной кислотой реагирует с выделением и образованием кислой соли (при нагревании).

B)    Дегидратирующее (водоотнимающее) свойство. Концентрированная серная кислота энергично реагирует с водой, образуя различные гидраты:

Как дегидратирующее вещество, концентрированная серная кислота обугливает одни органические соединения (сахар, древесину, бумагу и др.), превращая другие в иные соединения углерода:

C)    Концентрированная серная кислота с триоксидом серы образует олеум — При n=1 образуется дисерная кислота:

D)    Серная кислота — нелетучая сильная кислота. Она используется для получения многих других кислот:

Применение: Серная кислота используется в производстве минеральных удобрений, для получения большинства кислот   и др.), красителей, взрывчатых веществ, лекарств, искусственного шелка, электролитической меди (очищенный методом электролиза). Она также применяется в качестве электролита в свинцовых аккумуляторах, в очистке нефтепродуктов и осушке веществ.

Определение:

Контактный способ получения серной кислоты в промышленности

Получение серной кислоты контактным способом включает три стадии:

I.    Сжигание пирита или другого сырья и др.):

II.    Окисление диоксида серы в триоксид серы.

III.    Гидратация триоксида серы. Триоксид серы вначале поглощается концентрированной серной кислотой с образованием олеума; далее, при смешивании олеума с водой, растворенный в олеуме триоксид серы гидратируется:

Химия и окружающая среда: Производство серной кислоты создает ряд экологических проблем. В этом производстве основными веществами, загрязняющими атмосферу, являются диоксид серы, туман серной кислоты и пылеобразные твердые частицы, образующиеся при переработке руд. Они вызывают поражение дыхательной системы человека и животных, гибель растительности, усиление коррозии металлических конструкций, разрушение памятников и других сооружений из известняка и мрамора, закисление почв и др.

Обычно диоксид серы поглощается известковой водой. Для уменьшения сернокислотного тумана в атмосфере используют высокогерметичные аппараты и специальные поглотительные фильтры, например, волокнистые фильтры. Замена пирита на серу в производстве серной кислоты позволяет в значительной степени уменьшить загрязнение атмосферы твердыми частицами.

Элементы подгруппы азота

Общая характеристика элементов подгруппы азота

На внешнем энергетическом уровне атомов элементов подгруппы азота 5 электронов — Как и галогены и халькогены, они являются р-элементами.

Атом азота из-за отсутствия d-подуровня па его внешнем (2-м) энергетическом уровне при образовании химических связей может использовать только четыре орбитали (одну s- и три р-). Поэтому максимальная валентность азота равна IV. Азот пятивалентным не бывает.

Атомы других же элементов подгруппы могут расспаривать свои валентных электрона. Поэтому они проявляют валентность, равную V (см. схему).

В соответствии с конфигурацией внешнего уровня, все элементы подгруппы азота в своих соединениях проявляют максимальную степень окисления +5 и наименьшую -3. Они также проявляют и промежуточные степени окисления +3 и др.
(табл. 22.1).

Элементы подгруппы азота с водородом образуют соединения состава — аммиак,  фосфин, арсин, стибин.
В отличие от водородных соединений галогенов и халькогенов  они, при растворении в воде, не образуют ионов Соединения типа (в особенности ), напротив, в воде присоединяют ионы , проявляя тем самым основные свойства.
 

Таблица 22.1. Некоторые характеристики азота и фосфора

В подгруппе сверху вниз (от азота до висмута) стабильность соединений уменьшается, а восстановительные свойства их возрастают.

Элементы подгруппы азота с кислородом образуют оксиды состава и В соответствии с этими оксидами фосфор образует кислоты состава др., а азот — состава

В указанных кислотах, с ростом степени окисления элемента R, сила кислоты возрастает. Например, азотная кислота сильнее азотистой

В подгруппе, с ростом порядкового номера элемента R, кислотные свойства кислородсодержащих кислот ослабевают. Например,

Азот и его оксиды

Открытие: Азот впервые был открыт в 1772 году (Д.Резерфорд, Англия).

Степень окисления азота в соединениях изменяется от —3 до +5.

Положение в Периодической системе и строение атома (см, стр. 89).

Из-за отсутствия d-подуровня на внешнем уровне атома, азот не проявляет валентность, равную V. Степень окисления азота в соединениях с менее электроотрицательными элементами равна —3 и др.), а в соединениях с кислородом изменяется от +5 до +1 и др.).

Нахождение в природе: В природе азот встречается в свободном и связанном состоянии. Азот составляет 78% объема воздуха. В малых количествах в виде нитратов (чилийская селитра индийская селитра норвежская селитра азот распространен в верхних слоях Земной коры. Он также входит в состав белков и многих природных органических соединений.

Получение: В лаборатории азот можно получать термическим разложении нитрита и дихромата аммония, а также восстановлением оксида меди (II) аммиаком:

В промышленности азот получают фракционной дистилляцией жидкого воздуха.

Физические свойства: Азот (N2) — газ без цвета, запаха и вкуса, немного легче воздуха. В воде, по сравнению с кислородом, растворяется меньше: при 20°С (0,1 МПа) в 1л воды растворяется 15,4 мл азота. При давлении в 0,1 МПа и температуре—196°С он сжижается.

Строение молекулы  Структурная формула молекулы азота  а электронная формула — Тройная связь в молекуле азота очень прочная. В тройной связи одна и две Из-за симметричного распределения электронной плотности этих связей между атомами азота, молекула в целом неполярна.

Химические свойства: Азот () при обычных условиях малоактивен; поэтому азот в природе встречается в свободном состоянии. Его низкая активность связана с большой прочностью связи в молекуле азота. По этой причине азот () только при высокой температуре реагирует с металлами и неметаллами. С литием азот реагирует при обычных условиях:

 

Нитрид бора (BN) плавится при 3000°С и по твердости близок к твердости алмаза. Нитриды гидролизуются с выделением аммиака:

Оксиды азота

Азот образует несколько оксидов. В этих оксидах степень окисления азота изменяется от +1 до +5:

 

Оксиды и — несолеобразующие, остальные — кислотные оксиды.

Из этих оксидов только монооксид азота NO образуется при непосредственном взаимодействии азота с кислородом. Он образуется при температуре (2000°С) электрической дуги (например, во время грозы).

Триоксиду диазота (оксид азота(III) соответствует азотистая кислота пентаоксиду диазота (оксид азота(V) — азотная кислота Диоксид азота (оксид азота(IV) с водой одновременно образует две кислоты — азотную и азотистую кислоты:

По этой причине диоксид азота называют смешанным ангидридом.

При растворении диоксида азота в воде в присутствии избытка кислорода образуется только азотная кислота:

Диоксид азота — ядовитый газ бурого цвета, с характерным запахом, тяжелее воздуха.

Применение: Азот, главным образом, используют для синтеза аммиака, который далее применяется в производстве других соединений азота — азотной кислоты, минеральных удобрений, взрывчатых веществ и др.

Азот применяется для создания инертной атмосферы — в электрических лампах, для хранения и транспортировки, чувствительных к воздуху и влаге веществ. Им при высокой температуре азотируют поверхность стальных изделий. В ходе такого процесса на поверхности образуются нитриды железа, придающие стали высокую прочность. Жидкий азот применяют в охладительных системах.

Аммиак

Строение: Пространственное строение молекулы аммиака можно представить в виде пирамиды, в основании которой лежат три атома водорода, а на вершине — атом азота в состоянии -гибридизации (d).

Молекулу аммиака можно также представить в виде тетраэдра, в центре которого расположен атом азота, на трех вершинах — атомы водорода, а на 4-й вершине — неподеленная электронная пара азота (а).
 

Получение: В лаборатории аммиак получают нагреванием солей аммония с щелочью, а в промышленности — взаимодействием азота с водородом:

Последняя реакция — синтез аммиака — обратимая, экзотермическая и протекает с уменьшением объема. Поэтому, в соответствии с принципом Ле Шателье, синтез аммиака осуществляют при не очень высокой температуре (400-500°С), под давлением в 30 МПа и в присутствии катализатора — железных стружек, активированных добавками оксидов

Поскольку синтез аммиака — обратимая реакция, то в ходе синтеза применяют циркуляционный процесс,
т.е. невступившую в реакцию азото-водородную смесь в холодильнике отделяют от сжиженного аммиака и снова возвращают в контактный аппарат. Таким путем удается до 95% азото-водородной смеси превратить в аммиак.

Физические свойства: Аммиак — бесцветный газ с характерным резким запахом, примерно в 2 раза легче воздуха. Под давлением или при охлаждении аммиак легко сжижается в бесцветную жидкость  Жидкий аммиак обладает большой теплотой испарения и по этой причине используется в холодильных установках. Хорошо растворяется в воде (при 20°С (0,1 МПа) в 1 л воды растворяется 700 л аммиака). 10%-ный водный раствор аммиака называют аммиачной водой или нашатырным спиртом.

Химические свойства: Водный раствор аммиака имеет слабо щелочной характер, поскольку незначительная часть молекул аммиака, реагируя с водой, образуют в растворе ионы аммония  и гидроксид-ионы (е):

                                                            

Аммиак с кислотами образует соли (f):

                                                                 

Если стеклянную палочку, смоченную концентрированной соляной кислотой, поднести к выходу пробирки, заполненной аммиаком, то образуется белый дым, состоящий из частиц хлорида аммония (I):

В вышеприведенных реакциях степень окисления азота не изменяется, а валентность увеличивается от III до IV.

В нижеприведенных реакциях аммиака степень окисления азота меняется.

При нагревании аммиак разлагается:

В чистом кислороде аммиак горит желтым пламенем. При нагревании в присутствии катализатора аммиак окисляется кислородом воздуха в монооксид азота:

Вторая реакция используется в производстве азотной кислоты. Аммиак с диоксидом углерода образует карбамид

 

Аммиак — сильный восстановитель. При нагревании он восстанавливает металлы из их оксидов:

Применение: Огромное количество аммиака используется в производстве азотной кислоты, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, а также соды (аммиачным способом). Легкая сжижаемость аммиака и большая теплота его испарения используются в холодильных установках. Под названием нашатырный спирт его водный раствор применяют в медицине.

Определение: Газ аммиак распознают или по посинению влажной красной лакмусовой бумажки, или по характерному запаху, или по образованию белого дыма при внесении в аммиак стеклянной палочки, смоченной соляной кислотой.

Соли аммония

Получение: Соли аммония можно получать взаимодействием аммиака или гидроксида аммония с кислотами. При избытке многоосновной кислоты в обоих случаях образуются кислые соли:

Физические свойства: Соли аммония — твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде; многие из них имеют белый цвет.

Химические свойства: Соли аммония обладают общими свойствами солей и специфическими свойствами.

Соли аммония, как и другие соли, взаимодействуют с кислотами, солями и в водном растворе диссоциируют на ионы:

специфическим свойствам солей аммония относятся их взаимодействие с щелочами (см. Деятельность), разложение при нагревании и гидролиз.

1. Реакция взаимодействия солей аммония с щелочами используется в их распознавании, поскольку образующийся гидроксид аммония разлагается с выделением аммиака, обладающего резким характерным запахом. Реакция, осуществленная в разделе Деятельность, описывается следующим уравнением:

2.    Особенности разложения солей аммония при нагревании определяются природой аниона соли. Соли кислот —  и др. — разлагаются на аммиак и газ (водный раствор которого является кислотой), которые при охлаждении снова образуют соль:

Если анионом соли является анион кислоты с сильными окислительными свойствами и др.), то образующийся при разложении аммиак подвергается окислению:

3.    Соли аммония, как соли, образованные слабым основанием, подвергаются гидролизу:

 (кислая среда)

Применение: Из солей аммония — нитрат аммония, сульфат аммония и гидроортофосфат аммония — применяются в качестве удобрений, нитрат аммония — также в производстве взрывчатых веществ, например, аммонала, а хлорид аммония — в паяльных работах:

Определение: Распознавание солей аммония основывается на их взаимодействии с щелочами.

Азотная кислота

Получение: В лаборатории азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический нитрат калия или натрия при слабом нагревании:

В промышленности азотную кислоту получают из аммиака в три стадии:

1.    Каталитическим окислением аммиака кислородом воздуха до монооксида азота NO:

2.    Окислением монооксида азота до диоксида азота кислородом воздуха при обычных условиях:

3.    Растворением диоксида азота в воде, в присутствии избытка кислорода:

Азотная кислота, получаемая в промышленности, обычно бывает концентрации 50—65 и 98%. Для хранения и транспортировки разбавленной азотной кислоты используют емкости из стали, а концентрированной кислоты — из алюминия.

В молекуле азотной кислоты атом азота в образовании химических связей использует все свои 5 валентных электронов и проявляет степень окисления +5. Валентность же азота равна IV, т.е. числу (4) его орбиталей участвующих в связывании с тремя атомами кислорода. Это строение правильно отражает схема:

Физические свойства: Чистая азотная кислота — бесцветная жидкость с резким раздражающим запахом. На воздухе она дымит; кипит при 86°С. Концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет. Такой цвет придает ей диоксид азота, который образуется вследствие частичного разложения азотной кислоты и последующего его растворения в кислоте.

Химические свойства: Азотная кислота обладает общими свойствами кислот и некоторыми специфическими свойствами.

I.    Общие химические свойства

Азотная кислота — сильная кислота и в растворе полностью диссоциирует. Разбавленная кислота обладает всеми свойствами характерными для других кислот (за исключением свойства выделять водород при взаимодействии с металлами; см. раздел В):

II.    Специфические свойства азотной кислоты

A)    Азотная кислота — непрочное вещество.

При нагревании или под действием света азотная кислота частично разлагается. Образующийся диоксид азота растворяясь в кислоте, окрашивает ее в желтый цвет:

Высокая степень окисления азота (+5) в азотной кислоте и образование кислорода при ее разложении обусловливают сильные окислительные свойства концентрированной азотной кислоты.

B)    Окислительные свойства азотной кислоты.

 Азотная кислота по-разному реагирует с металлами. Как правило, в этих реакциях водород не выделяется, так как в азотной кислоте азот в степени окисления +5 (ион ) является более сильным окислителем, чем ион Н+. По этой причине металлы окисляются азотом кислоты. В результате, в зависимости от концентрации кислоты и активности металла, азот в кислоте восстанавливается, превращаясь в одно или несколько из приведенных веществ:

 

* На холоде металлы — Al, Cr, Fc и Ni с концентрированной кислотой пассивируются; при нагревании пассивирующая оксидная пленка растворяется в кислоте и эти металлы реагируют с кислотой.

** Металлы (Pt, Au), не реагирующие с концентрированной кислотой, растворяются в «царской водке» — смеси одного объема концентрированной азотной кислоты и трех объемов концентрированной соляной кислоты.

В соответствии с таблицей 25.1 внизу приведены уравнения некоторых реакции:

2. Азотная кислота окисляет также некоторые неметаллы (S, Р, С, В; см. стр. 78, 110) к многие органические соединения. Например, тлеющая лучинка в нагретой концентрированной азотной кислоте загорается (а); скипидар и древесные опилки в ней воспламеняются.

С) Концентрированная азотная кислота с белками образует вещества ярко-желтого цвета. По этой причине на коже при действии концентрированной азотной кислоты образуются желтые пятна.

Применение: Азотная кислота — один из многотоннажных продуктов химической промышленности. Около 75% производимой кислоты расходуется на производство удобрений, 15% —на производство взрывчатых веществ (бездымный порох, нитроглицерин, динамит и др.), остальная часть — для получения красителей, лекарств, пластмасс, фотоматериалов, дезинфицирующих веществ и др.

Для определения солей азотной кислоты — нитратов — к ним добавляют медные стружки, приливают концентрированную серную кислоту и нагревают. Как и в случае азотной кислоты и здесь наблюдается выделение бурого газа Однако процесс протекает в две стадии:

 

Соли азотной кислоты. Круговорот азота в природе

Нитраты натрия, калия, аммония и кальция называются селитрами.

Получение: Нитраты получают, главным образом, следующими способами:

1. Взаимодействием азотной кислоты с металлами, основными оксидами, основаниями, аммиаком и некоторыми солями (стр.99);
2. Взаимодействием диоксида азота с щелочами;
3. В промышленности селитры получают, в основном, действием азотной кислоты или диоксида азота на карбонаты щелочных и             щелочноземельных металлов (стр. 116). Нитрат аммония получают взаимодействием аммиака с азотной кислотой.

Свойства: Все нитраты в воде хорошо растворимы и полностью диссоциируют. При нагревании они (кроме) разлагаются с выделением кислорода.

Состав продуктов разложения нитратов зависит от положения металла (М) соли в электрохимическом ряду напряжения металлов:

Нитраты аммония и лития разлагаются следующим образом:

Реакции разложения, протекающие при нагревании, называются термолизом. Применение нитрата калия в пиротехнике и в составе черного пороха основывается именно на свойстве нитратов разлагаться.

Применение: Нитраты тяжелых металлов применяются для получения оксидов металлов, селитры — в качестве минеральных удобрений. Взрывчатые смеси на основе нитрата аммония — аммоналы — используются в горнорудных работах.
 

Круговорот азота в природе:

Азот в составе органических соединений входит в состав любого растительного и животного организма. С другой стороны, азот в свободном состоянии присутствует в атмосфере (78% по объему). Исследования показывают, что несмотря на то, что и свободный азот атмосферы и азот, входящий в состав соединений (связанный азот), подвергаются непрерывным изменениям, количественное содержание связанного азота в почве и свободного азота в атмосфере заметно не изменяется. Это обусловлено тем, что в природе в противоположных направлениях протекают химические превращения (см. схему и рис. а), регулирующие соотношение связанного и свободного азота.

 

Именно в результате процессов, указанных в схеме, и происходит круговорот азота в природе.

Фосфор

Открытие: Фосфор был открыт в 1669 г. в ходе алхимических исследований (Х.Бранд).
По-гречески«фосфорос» означает «светоносный «.

Степень окисления фосфора в соединениях +3, +5 и -3.

Положение в Периодической системе и строение атома. Фосфор — элемент 3-го периода главной подгруппы V группы. Электронное строение его атома В отличие от азота, фосфор в своих соединениях проявляет валентность, равную V.

Нахождение в природе: Как активный неметалл фосфор в природе встречается только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями являются фосфорит и апатиты В организме взрослого человека содержится около 1,5 кг фосфора. Фосфор, в основном, содержится в клетках мозга, а также в нервной и костной тканях.

Получение: Фосфор получают из апатита и фосфорита. Например, при прокаливании в электропечах (1500°С) без доступа воздуха смеси фосфорита кокса и песка образуется фосфор:

Фосфор можно получать и другими способами.

Физические свойства: У фосфора несколько аллотропных модификаций, например, белый, красный и черный фосфор (а).

Белый фосфор — бесцветное, легкоплавкое кристаллическое вещество с запахом чеснока; относительно мягкий, можно резать ножом (под водой). В воде не растворяется, в сероуглероде хорошо растворим. Белый фосфор получают конденсацией паров красного фосфора (b).

Белый фосфор имеет молекулярное строение. Его молекула состоит из 4-х атомов (а) и содержит 6 ковалентно-неполярных связей Р—Р. Реакционная способность белого фосфора выше, чем у красного и черного фосфора.
 

(а) Белый (1), красный (2) и черный (3) фосфор и их кристаллические структуры.

Красный фосфор — порошок красно-бурого цвета, не ядовит. В воде и сероуглероде не растворяется. При сильном нагревании в отсутствии кислорода он сублимируется в пары белого фосфора, при охлаждении которого образуется белый фосфор (b). Красный фосфор, как и черный фосфор, имеет атомную кристаллическую решетку. При 260°С он воспламеняется.

Черный фосфор по внешнему виду похож на графит. Не ядовит. Не растворяется в воде и сероуглероде. Как и графит, он имеет слоистую атомную кристаллическую решетку (а). Воспламеняется при 490°С.

 

Химические свойства: Фосфор — неметалл. С белым фосфором реакции протекают более энергично. Из неметаллов фосфор легче всего реагирует с кислородом, фтором и хлором. Например, белый фосфор при 40-50°С, а в измельченном состоянии даже при комнатной температуре воспламеняется. При избытке кислорода, хлора и серы образуются соединения пятивалентного фосфора, а при их недостатке — соединения трехвалентного фосфора. С водородом фосфор не реагирует. С другими неметаллами, а также с активными металлами фосфор реагирует при нагревании:

Шкатулка знаний • Соединения фосфора с металлами — фосфиды под действием воды и кислот разлагаются с образованием самовоспламеняющегося на воздухе газа фосфина

 

Применение: Органические соединения фосфора используют в качестве инсектицидов (средства борьбы с вредителями сельскохозяйственных культур), например, хлорофос, дихлофос, тиофос, фосфамид. Белый фосфор используется при изготовлении зажигательных снарядов, ручных фанат и для создания (в военных целях) дымовых завес.

В промышленности красный фосфор используется в производстве сплавов цветных металлов и спичек. На боковую поверхность спичечной коробки наносится смесь из красного фосфора, тонко измельченного стекла и клея. Спичечная головка состоит из окислителя (бертолетовой соли серы и клея. При трении спичечной головки о боковую поверхность, фосфор воспламеняется и протекает следующая реакция:

Черный фосфор применяется в качестве полупроводника.

Это интересно: 
В организме человека фосфор оказывает влияние на умственную и мышечную деятельность; совместно с кальцием участвует в образовании костных клеток, и тем самым, придает прочность костям и зубам. Он входит в состав аденозинтрифосфорной кислоты — аккумулятора и переносчика энергии в организме, а также нуклеиновых кислот, которые хранят, воспроизводят и передают наследственную информацию. Человек получает фосфор из пищи. Много фосфора содержится в фасоли, горохе, овсяной крупе, сыре, мясе, яйцах, хлебе, морских продуктах.

Оксид фосфора (V) и ортофосфорная кислота

Из оксидов фосфора более важное значение имеет оксид фосфора(V)

Обычно состав оксида фосфора(V) выражают формулой На самом деле его состав более сложный и соответствует формуле
 

Оксид фосфора(V) (пентаоксид дифосфора)

Оксид фосфора(V) образуется при сжигании фосфора в избытке кислорода:

Оксид фосфора(V) — очень гигроскопичный, белый, рыхлый порошок. Хранится в плотно закрытых сосудах.

Оксид фосфора(V) — кислотный оксид. В зависимости от условий с водой образует различные кислоты фосфора:

Применение: Как водоотнимающее вещество оксид фосфора(V) применяется для осушки газов и дегидратации некоторых веществ

Дегидратация азотной и хлорной кислот протекает по схемам:

Ортофосфорная кислота,

Ортофосфорная кислота — твердое, бесцветное, кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде.

Получение: В промышленности ортофосфорную кислоту получают двумя способами — нагреванием природного фосфорита с серной кислотой и оксида фосфора(V) с водой:

 

В лаборатории ортофосфорную кислоту можно получить окислением фосфора концентрированной и разбавленной азотной кислотами:

Химические свойства. Ортофосфорная кислота обладает общими свойствами кислот и специфическими свойствами.

1.    Она, как и другие кислоты, в воде диссоциирует, образуя ионы изменяет цвет индикатора, реагирует с активными металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями, солями более слабых кислот и аммиаком. Ортофосфорная кислота не реагирует с металлами, расположенными в ряду активности металлов правее водорода (Сu, Hg, Ag, Pt, Аu).

Как трехосновная кислота она в растворе диссоциирует ступенчато.

II. Специфические свойства: 1. При нагревании ортофосфорная кислота разлагается, образуя две новые кислоты:

2.    Растворимые соли ортофосфорной кислоты с раствором нитрата серебра (I) образуют растворимый в сильных кислотах и не растворимый в воде желтый осадок ортофосфата серебра(I):

Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ), а также нуклеиновых кислот —ДНК и РНК. .

Соли ортофосфорной кислоты. Как трехосновная кислота ортофосфорная кислота, в зависимости от количества основания, реагирующего с ним, образует три типа фосфатов — ортофосфаты, гидроортофосфаты и дигидроортофосфаты:

Ортофосфаты аммония и щелочных металлов, как правило, растворяются в воде. Из фосфатов кальция хорошо растворяется лишь дигидроортофосфат кальция

Применение ортофосфорной кислоты и ее солей. Ортофосфорная кислота используется для получения ортофосфатов и различных органических соединений, для приготовления сиропов в пищевой промышленности, создания защитного слоя на поверхности металлов.

Соли ортофосфорной кислоты применяются для устранения жесткости воды приготовления лекарственных препаратов, придания огнеустойчивых свойств материалам а также в качестве удобрений.

Определение иона Определение ортофосфат иона основывается на образовании нерастворимого в воде желтого осадка ортофосфата серебра(I) (а):

Минеральные удобрения и их классификация. Азотные удобрения

В состав растений входят более 70 различных элементов. Однако для нормального развития растений наиболее важна роль лишь 16 из них. Часть этих элементов растения усваивают в ходе фотосинтеза, а часть — из почвы.

Элементы, необходимые для нормального развития растений, называются питательными элементами.

Вещества (в основном, соли), содержащие в своем составе питательные элементы, называются минеральными удобрениями.

Элементы (C, O, H, N, P, K, Ca, Mg, Fe, S), необходимые растениям в больших количествах, называются макроэлементами, а удобрения, содержащие в своем составе эти элементы — макроудобрениями.

Элементы (B, Cu, Co, Mn, Zn, Mo и др.), необходимые растениям в незначительных количествах, называются микроэлементами, а удобрения, содержащие в своем составе эти элементы — микроудобрениями.

Среди макроэлементов растениям особенно в больших количествах нужны три элемента — азот, фосфор и калий. Их называют основными питательными элементами.

Классификация: По основному питательному элементу удобрения подразделяются на азотные, фосфорные и калийные. По составу удобрения подразделяются на простые и комплексные удобрения.

Удобрение, содержащее в своем составе один питательный элемент, называют простым удобрением;  например, и др.

Удобрение, содержащее в своем составе два и более питательных элементов, называют комплексным удобрением; например, нитрат калия содержит два питательных элемента — калий и азот.

Комплексные удобрения, в свою очередь, подразделяются на сложные и смешанные удобрения. К сложным удобрениям относятся калийная селитра диаммофос ( и др. Смешанные удобрения представляют механическую смесь различных удобрений, например, аммофоска — нитрофоска —

По происхождению удобрения делятся на минеральные и органические (навоз, птичий помет); по агрегатному состоянию — на твердые (селитры, фосфатные соли) и жидкие (жидкий аммиак, аммиачная вода).

Каждое удобрение характеризуют ее питательной ценностью.

Питательная ценность азотных удобрений определяется массовой долей (%) азота в составе удобрения. Питательная ценность фосфорных удобрений, т.е. содержание фосфора в них, определяют в пересчете на оксид фосфора(V) (стр.118). Питательную ценность калийных удобрений определяют в пересчете на оксид калия (стр.119).
 

Вычисление питательной ценности азотных удобрений

Вычислите массовую долю (%) азота в карбомиде 

Решение:

Азот играет особую роль в питании растений. Он входит в состав хлорофилла и белков. Нехватка азота в питании растений затрудняет образование зеленой массы, растения плохо развиваются, желтеют листья.

Растения усваивают азот в основном в виде иона аммония и нитрат иона

Примечание: при избытке нитратов в почве, они накапливаются в растениях. Употребление в пищу подобных растений или продуктов, полученных из них, может отрицательно отразиться на здоровье человека.

• Удобрение, содержащее в своем составе в качестве питательного элемента азот, называют азотным удобрением.

К простым азотным удобрениям относятся нитрат аммония нитрат натрия кальциевая селитра сульфат аммония жидкий аммиак, аммиачная вода, мочевина и др.

Азот содержится также и в составе таких комплексных удобрений, как дигидроортофосфат аммония (аммофос) гидроортофосфат аммония (диаммофос)  калийная селитра и др.

Для производства азотных удобрений используют аммиак, азотную кислоту и ее соли, иногда и диоксид азота:

 

Удобрения в почве превращаются в формы, усваиваемые растениями, например:

Наряду с минеральными азотными удобрениями применяются и органические азотные удобрения (навоз, птичий помет и др.).

Это интересно:  Каждый год урожай кукурузы, собираемый с 1 га, уносит с собой в виде соединений около 80 кг азота. Поэтому, для восстановления запаса азота в почве периодически необходимо вносить в нее органические и минеральные азотные удобрения.

Фосфорные и калийные удобрения

В сельском хозяйстве в качестве фосфорных удобрений применяют кальциевые и аммонийные соли ортофосфорной кислоты. Фосфорные удобрения способствуют развитию плода. Растения их усваивают в виде водорастворимых ионов —

К наиболее широко применяемым фосфорным удобрениям относятся:

1.    Фосфоритная мука. Ее получают измельчением фосфоритов. Основную часть фосфоритной муки составляет ортофосфат кальция  который в воде плохо растворим. Под действием кислот она превращается в растворимые соединения; поэтому это  удобрение вносится в кислые почвы или вместе с удобрениями, при гидролизе которых образуется кислая среда (напр.,

2.  Простой суперфосфат Простой суперфосфат получают взаимодействием фосфорита (или апатита) с                     серной кислотой. Он в воде растворяется частично, и его вносят в почву как в форме гранул, так и в виде порошка.

3.    Двойной суперфосфат В отличие от простого суперфосфата в его составе отсутствует балласт Двойной суперфосфат в воде растворим и его получают по следующим реакциям:

4.    Преципитат Обычно его получают взаимодействием ортофосфорной кислоты с гашеной известью или известняком:

Он применяется на всех почвах и под различные культуры,

5.    Костная мука состоит в основном из ортофосфата кальция, получают ее путем помола костей домашних животных.
       Фосфор содержится также и в составе аммофосов и нитрофоски.

6.    Аммофос и диаммофос — комплексные удобрения, содержащие два питательных элемента — азот и                     фосфор:

7.    Нитроаммофоска (нитрофоска) — смешанное удобрение, содержащее три питательных элемента — N, Р и К.

Таким образом, в производстве фосфорных удобрений в качестве сырья в основном используется фосфорит

Калийные удобрения

Калийные удобрения также важны для нормального развития растений. Калий ускоряет процесс фотосинтеза и способствует накоплению углеводов. Поэтому около 90% добываемых солей калия используется в качестве калийных удобрений. К важнейшим калийным удобрениям относятся:

Природные соли, подвергнутые помолу — в основном это минералы — сильвин сильвинит каинит карналлит

2. Древесная или торфяная зола (содержит соль калия — ).

Питательная ценность фосфорных и калийных удобрений

Вычисление в удобрениях массовой доли или носит условный характер, поскольку в составе удобрений нет соединений, соответствующих этим формулам. В удобрениях массовую долю каждого из этих оксидов вычисляют в соответствии с правилом:

относительная молекулярная масса оксида делится на молекулярную массу удобрения, при условии, что числа атомов питательного элемента в оксиде и удобрении должны быть одинаковыми.

Вычисление питательной ценности фосфорных удобрений

(1) Вычислите массовую долю оксида фосфора (V)  в преципитате 

Решение: 

Вычисление питательной ценности калийных удобрений

(2) Вычислите массовую долю оксида калия  в хлориде калия 

Решение:

Элементы подгруппы углерода

Общая характеристика элементов подгруппы углерода

В подгруппу углерода входят углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Рb.

На внешнем энергетическом уровне их атомов содержится 4 электрона Поэтому, как элементы главных подгрупп, они проявляют высшую степень окисления, равную +4. Они проявляют также степень окисления +2

Открытие: Углерод известен с древнейших времен; как химический элемент он признан в 1775 году (Лавуазье, Франция).

Степень окисления углерода в неорганических соединениях, в основном, +4 (в СО +2), а в органических соединениях изменяется от
—4 до +4 (включая 0).

Положение в Периодической системе и строение атома. Углерод расположен во 2-ом периоде главной подгруппы IV группы. Электронное строение его атома— Химические связи он образует в возбужденном состоянии, проявляя при этом валентность, равную IV.

Нахождение в природе: Углерод в природе встречается как в свободном виде (в основном алмаз, графит), так и в виде соединений. Он входит в состав диоксида углерода (в воздухе) и карбонатов — кальцита (основная составная часть известняка, мела и мрамора), магнезита доломита железного шпата или сидерита и др. Углерод в составе органических веществ содержится в каменном и буром углях, нефти, природном газе, битумах и др.

Получение: Углерод в виде графита и алмаза добывают из недр Земли. Графит и алмаз можно получать и искусственным путем. В виде угля (кокса, сажи и древесного угля) углерод образуется при термическом разложении (1000°С) органических веществ без доступа кислорода.

Физические свойства: Аллотропные модификации. Углерод образует несколько аллотропных модификаций: алмаз, графит, карбин и фуллерены.

(а) Кристаллические решетки алмаза (1), графита (2), карбина (3) и фуллерена (4). Углеродная нанотрубка (5). Её можно представить, как свернутую в цилиндр плоскость графита.

1.    Алмаз — прозрачное, бесцветное, кристаллическое вещество с атомной кристаллической решеткой. В алмазе атомы С в состоянии -гибридизации. Поэтому в нем каждый атом углерода тетраэдрически соединен с четыремя другими атомами С, расположенными на одинаковом расстоянии (а — I). Связь С-С — прочная, неполярная ковалентная  Этим и объясняется высокая твердость и тугоплавкость алмаза. Алмаз не проводит электрический ток. Алмаз используют для резки стекла, бурения горных пород.

2.    Графит — серое, мягкое вещество со слабым металлическим блеском. В графите атомы С в состоянии -гибридизации. Поэтому в его кристаллической решетке атомы С расположены в плоских слоях, образованных правильными шестиугольниками (а — 2). Четвертый валентный электрон каждого атома С, подобно свободным электронам металлов, подвижен в пределах этих слоев. Этим и объясняется электро- и теплопроводность графита, а также его металлический блеск.

Графит — мягкий, легко расслаивается (оставляет след на бумаге), химически активнее алмаза. Однако он очень тугоплавкий.

Графит получают искусственным путем из кокса. Его используют в изготовлении электродов, карандашей, в качестве смазочного материала и поглотителя нейтронов в ядерных реакторах.

Карбин (а — 3), — мелкодисперсный порошок черного цвета. Существует в виде полиина и поликумулена. В обеих формах атомы С находятся в состоянии sp-гибридизации:

Фуллерены — вещества, образованные молекулами и др. (а — 4). Получены искусственным путем.

Все аллотропные модификации углерода — твердые, тугоплавкие вещества без вкуса и запаха; в обычных растворителях они не растворяются.

Химические свойства: При обычных условиях углерод очень инертный; при нагревании же становится активным. В реакциях углерод проявляет, в основном, восстановительные свойства. Он не реагирует с хлором, бромом и йодом:

Как окислитель, углерод реагирует с некоторыми металлами и водородом. Соединения углерода с металлами называются карбидами.

Карбиды образуются также и при взаимодействии оксидов некоторых металлов с углеродом:

Применение: Углерод (графит, сажа, кокс) используют для получения синтетических (искусственных) алмазов, черных красок (картриджей, типографических красок), крема для обуви, резины. Его используют и в производстве метилового спирта, синтетического бензина, карбида кальция и др. Области применения углерода определяются также применением алмазов и древесного угля.

Адсорбция древесного угля.

Характерной особенностью древесного угля является его способность к адсорбции и десорбции. Это свойство обусловлено его пористой структурой; так 1 г угля имеет поверхность площадью 800  Поглощение газов и растворенных веществ поверхностью твердого вещества называют адсорбцией, а выделение поглощенных веществ — десорбцией. Обычно десорбция поглощенных веществ наблюдается при нагревании древесного угля. Для увеличения адсорбционной способности древесный уголь активируют. Активированный уголь применяют для очистки сахарного сиропа, растительных масел и жиров, этанола; в медицине в виде таблеток «Карболен», для вывода вредных веществ из организма, в противогазах как поглотитель ядовитых веществ, а также как катализатор ряда реакций.

 

Оксиды углерода

Известны два оксида углерода: монооксид углерода СО и диоксид углерода

Монооксид углерода СО (оксид углерода(II), угарный газ) 

Строение: Строение молекулы монооксида углерода изображают так: 

В тройной связи одна связь образуется по донорно-акцепторному механизму: атом О является донором, а атом С — акцептором электронной пары. В монооксиде углерода валентность атомов углерода и кислорода равна III, а степень окисления, соответственно: +2  и —2.

Получение: В лаборатории монооксид углерода получают, в основном, действием концентрированной серной кислоты на муравьиную кислоту:

В промышленности СО получают в виде генераторного и водяного газов:
 

При пропускании над раскаленным углем (1000°С) воздуха образуется генераторный газ, а водяного пара — водяной газ:

Превращение твердого топлива в газообразное называют газификацией топлива.

Чистый монооксид углерода получают по уравнению:

Физические свойства: Монооксид углерода — газ без цвета и запаха, немного легче воздуха, очень ядовит. В воде малорастворим. При вдыхании монооксид углерода, соединяясь с гемоглобином крови, сильно затрудняет обеспечение организма кислородом, что может привести к смертельному исходу. СО не поглощается активированным углем.

Химические свойства: Монооксид углерода — несолеобразующий  оксид. В реакциях проявляет сильные восстановительные свойства, например, при сжигании на воздухе горит голубым пламенем, восстанавливает некоторые металлы из их оксидов:

Несмотря на то, что монооксид углерода несолеобразующий оксид, под высоким давлением он взаимодействует с расплавом щелочи:

формиат натрия (нормальная соль)

Применение: Монооксид углерода применяется для восстановления металлов из их соединений, как составная часть искусственных газовых топлив и в органическом синтезе, например, в синтезе метанола

Диоксид углерода (оксид углерода (III), углекислый газ)

Строение: Электронную и структурную формулы диоксида углерода изображают следующим образом:

Атом С — в состоянии sp-гибридизации. Несмотря на то, что все четыре ковалентные связи (две и две ) полярны, молекула из-за своего линейного строения в целом неполярна.

Нахождение в природе: Диоксид углерода встречается в составе воздуха (0,03%) и природных минеральных вод (Бадамлы, Боржоми, Истису, Сираб). Состав атмосферы Венеры на 95% состоит из диоксида углерода. На Земле образуется при горении, гниении, брожении органических веществ, а также в процессе дыхания животных и растений. Участвует в процессе фотосинтеза.

Получение: В лаборатории диоксид углерода получают действием соляной кислоты на мрамор или мел:

В промышленности диоксид углерода получают разложением известняка в производстве негашеной извести, при полном сжигании углеводородов:

и в биохимических процессах, например, при спиртовом брожении глюкозы: 

Физические свойства: Диоксид углерода-газ без цвета и запаха, в 1,5 раза тяжелее воздуха. Не поддерживает горение и дыхание. В местах скопления

углекислого газа человек и животные задыхаются. При 20°С (0,1 МПа) в 1 л воды растворяется 880 мл Газированная вода — раствор диоксида углерода в воде. При 20°С и давлении 5-6 МПа диоксид углерода сжижается. Испарение жидкого диоксида углерода сопровождается поглощением большого количества тепла, в результате чего оставшаяся часть жидкости (охлаждаясь до -56,2°С) превращается в снегообразную массу — «сухой лед». Сухой лед при обычных условиях энергично сублимируется, охлаждая окружающую среду. Учитывая это свойство, «сухой лед» используют для хранения быстропортящихся пищевых продуктов.

Химические свойства: Диоксид углерода — кислотный оксид. Он обладает общими свойствами кислотных оксидов и специфическими свойствами.

I. Как кислотный оксид он, растворяясь в воде, образует неустойчивую, слабую угольную кислоту. Равновесие смещено влево:

Как и другие кислотные оксиды, он взаимодействует с основными оксидами и щелочами. В результате реакций образуются карбонаты и гидрокарбонаты.
 

II. К специфическим свойствам диоксида углерода относятся следующие:

1. При пропускании диоксида углерода через известковую воду, в растворе, в результате образования карбоната кальция, наблюдается помутнение (ур. а)

(а)

Эта реакция используется для определения диоксида углерода.

При высокой температуре диоксид углерода проявляет окислительные свойства (ур.1,2). Например, зажженная магниевая лента продолжает гореть в атмосфере диоксида углерода (ур.2):

 

2.    Диоксид углерода с аммиаком образует ценное удобрение — карбамид:

3.    Диоксид углерода участвует в процессе фотосинтеза.
 

Применение: Диоксид углерода применяется в производстве соды, моющих средств, лекарств, минеральных вод и шипучих напитков, для получения карбамида, «сухого льда» и в устройствах для тушения пожаров.

Определяют диоксид углерода по помутнению известковой воды (ур.а).

Угольная кислота и ее соли, круговорот углерода в природе

Получение: Угольную кислоту получают растворением углекислого газа в воде:

Физические свойства: Угольная кислота существует только в растворе. Она очень непрочная и сразу распадается, как только образуется. Ее раствор бесцветный, со слабым кислым вкусом.

Химические свойства: Угольная кислота обладает общими свойствами кислот: она реагирует с активными металлами, основными оксидами и основаниями, образуя нормальные и кислые соли:

Специфические свойства угольной кислоты связаны с ее непрочностью и очень слабыми кислотными свойствами. В водном растворе диссоцирует незначительно:

По этой причине угольная кислота окрашивает лакмусовую бумагу в розовый цвет, а не красный. Угольная кислота вытесняет метакремниевую кислоту из ее солей.

Соли угольной кислоты: Угольная кислота как двухосновная кислота образует два ряда солей — карбонаты и гидрокарбонаты.

Получение: Карбонат кальция встречается в природе.

В промышленности из карбонатов, главным образом, производят безводную соду кристаллическую соду и пищевую соду Их получают, в основном, в следующей последовательности:

При пропускании смеси газов и через холодный раствор NaCl, образуется осадок плохо растворимого, в холодной воде, гидрокарбоната натрия. При прокаливании последннего образуется безводная сода:

При растворении безводной соды в воде и последующего выпаривания раствора выделяется кристаллическая сода:

При насыщении раствора соды диоксидом углерода образуется пищевая сода:

Физические свойства: Карбонаты — твердые, кристаллические вещества. Кроме карбонатов натрия, калия и аммония, остальные карбонаты в воде нерастворимы. Гидрокарбонаты относительно лучше растворимы, чем карбонаты. Однако гидрокарбонат натрия хуже растворим, чем

Химические свойства: Карбонаты обладают общими свойствами солей и специфическими свойствами.

I.    Как и другие соли, они взаимодействуют с кислотами, а растворимые в воде карбонаты — также с солями и щелочами. При нагревании карбонаты (кроме и ) разлагаются (в твердом состоянии):

При нагревании гидрокарбонаты металлов превращаются в карбонаты. Гидрокарбонаты в карбонаты можно превратить также и действием щелочей:

Наоборот, для превращения карбонатов в гидрокарбонаты, через раствор карбонатов пропускают диоксид углерода

Этот процесс протекает и в природе, в результате чего возникает карбонатная (временная) жесткость воды.

II.    Специфические свойства карбонатов.

1.    При действии на карбонаты и гидрокарбонаты сильными кислотами, в результате бурного выделения диоксида углерода, наблюдается характерное «вскипание»:

Эти реакции используются для определения карбонатов и гидрокарбонатов, а также для нейтрализации кислот.

2.    Растворимые в воде карбонаты щелочных металлов подвергаются гидролизу. Их растворы имеют щелочную реакцию:

Соли угольной кислоты, имеющие важное практическое значение:

1.    Карбонат натрия или безводная сода применяется в производстве стекла, мыла, для умягчении воды, в быту — как моющее                    средство и др.

2.    Гидрокарбонат натрия или пищевая сода применяется в кондитерской промышленности, в устройствах для тушения пожаров, в           производстве искусственных минеральных вод.

3.    Карбонат калия или поташ применяется в производстве жидких мыл, оптических и тугоплавких стекол.

4.    Карбонат кальция в виде мрамора и известняка применяется в строительных работах. Из известняка также получают                               негашеную известь и диоксид углерода.

5.    Доломит применяется в производстве чугуна и стали.
 

Определение иона — основывается на характерном «вскипании», наблюдаемом при действии на карбонаты сильных кислот:

Круговорот углерода в природе:

В земной коре углерод входит в состав карбонатов, каменного угля, нефти, природного газа, растений и живых организмов. В воздухе же углерод содержится в виде диоксида углерода В природе с этими веществами происходят постоянные превращения. Например, известняк разлагается, топлива сгорают, живые организмы дышат, а после гибели разлагаются.

Процессы, составляющие круговорот углерода в природе, приведены в (а)

В большинстве из этих превращений в атмосферу выделяется большое количество . С другой стороны, в ходе процесса фотосинтеза, углекислый газ поглощается из атмосферы и выделяется в атмосферу кислород. В результате количество в атмосфере заметно не изменяется

Кремний

Открытие: Кремний был получен восстановлением фторида кремния () калием (1822 г.). Русское название «кремний» происходит от греческого «кремнос» — утес, скала.

Степень окисления кремния в соединениях +4 и —4, редко +2 (SiO).

Положение в Периодической системе и строение атома. Кремний—элемент 3-го периода главной подгруппы IV группы. Электронное строение атома —

Нахождение в природе: По распространенности в земной коре кремний занимает второе место (27%) после кислорода, Встречается он только в виде соединений. Важнейшие их них — кварцевый песок белая глина (каолинит) полевой шпат (ортоклаз) и др. (стр. 138)

Получение: В лаборатории кремний получают восстановлением (белого песка) магнием, а в промышленности — углем:

Физические свойства: Кремний имеет две аллотропные модификации — кристаллический и аморфный кремний. Кристаллический кремний -темно-серого цвета, очень твердое, тугоплавкое вещество с металлическим блеском. Строение его напоминает строение алмаза. Однако Si-Si освязь слабее С—С Кристаллический кремний — полупроводник, обладает незначительной электропроводностью. Фотоэлементы, изготовленные на его основе, у могут превратить в электрическую до 10% поглощенной солнечной энергии (а).

Химические свойства: Кремний, как и углерод — неметалл. Из простых веществ при обычных условиях аморфный кремний реагирует лишь со фтором, а при нагревании и с другими неметаллами, включая и галогены:

Карборунд или карбид кремния (SiC) по строению кристаллической решетки и по твердости напоминает алмаз. Из него изготавливают точильные и шлифовальные инструменты.

При нагревании кремний реагирует со многими активными металлами (Mg, Са и др.), образуя силициды. При действии на силициды соляной кислотой образуется силан Силан — бесцветный, ядовитый газ с неприятным запахом; на воздухе самовоспламеняется. Силан не образуется из кремния и водорода.

Кремний реагирует с фтороводородной кислотой:

Кремний из растворов щелочей вытесняет водород:

Применение: Кремний применяется в металлургии для производства устойчивых к высокой температуре и действию кислот кремниевых сталей, а в очень чистом состоянии — для изготовления кремниевых фотоэлементов, превращающих солнечную энергию в электрическую.

Диоксид кремния

Нахождение в природе: Оксид кремния (IV) или диоксид кремния (кремнезем) в природе распространен в основном в виде песка. Различные примеси, например, оксидов железа, придают песку желтый цвет. Чистые кристаллы диоксида кремния называют кварцем. В природе встречаются его разновидности — агат, аметист, яшма, опал, а также большие кристаллы, называемые горным хрусталем.

Это интересно: Диоксид кремния придает прочность стеблям растений, защитным покровам животных: прочность тростников, чешуй рыб, крыльев бабочек, перьев птиц, шерсти животных — все это обусловлено присутствием в их составе диоксида кремния. Соединения кремния в организме человека участвуют в жировом обмене, формировании иммунитета, сохранении эластичности кожи. В организм человека кремний поступает в основном с растительной пищей (гречка, фасоль, горох, кукуруза, чечевица, пшеница и овес).

Физические свойства: Диоксид кремния — бесцветное, в воде нерастворимое, тугоплавкое твердое вещество. При затвердевании расплавленного кварца образуется аморфная масса, называемая кварцевым стеклом.

Строение: По свойствам диоксид кремния резко отличается от диоксида углерода . Например, если диоксид кремния плавится при температуре 1728°С, то твердый («сухой лед») сублимируется при -55,6°С. Причина этого кроется в различии их кристаллического строения: если диоксид углерода в твердом состоянии имеет молекулярное строение (b), то диоксид кремния имеет атомное кристаллическое строение (а).

Поэтому состав диоксида кремния следует изображать как . Однако, обычно, для упрощения его формулу записывают как .

Химические свойства: Диоксид кремния — кислотный оксид. Он обладает общими свойствами кислотных оксидов и специфическими свойствами.

1.    Как кислотный оксид он при сплавлении со щелочами, основными оксидами образует соли метакремниевой кислоты — силикаты (метасиликаты):

II. Специфические свойства. 1. В отличие от многих других кислотных оксидов, диоксид кремния не реагирует с водой.

2.    Диоксид кремния реагирует с фтороводородной кислотой. Эта реакция используется для нанесения на поверхность стекла различных узоров:

По этой причине эту кислоту хранят не в стеклянной, а в пластиковой посуде.

3. Как нелетучий оксид, диоксид кремния при высокой температуре вытесняет многие кислотные оксиды из их солей:

Метакремниевая кислота

Строение: Состав метакремниевой кислоты условно изображают как В действительности, в растворе она существует в виде смеси различных кремниевых кислот более сложного состава

Получение: Поскольку диоксид кремния в воде не растворяется и с ней не реагирует, то метакремниевую кислоту получают косвенным путем — действием кислот на растворы ее растворимых солей:

Физические свойства: Метакремниевая кислота в воде, можно сказать, не растворяется; в воде она образует желеобразный коллоидный раствор.

Химические свойства: Поскольку метакремниевая кислота в воде не растворяется, то она в воде не образует ионов Н+. Поэтому, она как очень слабая кислота, в растворе не меняет цвет индикатора. Она слабее угольной кислоты. Поэтому угольная кислота вытесняет из растворимых силикатов метакремниевую кислоту. Выделяющаяся в виде студня метакремниевая кислота, растворяется только в щелочах:

При нагревании или высушивании, метакремниевая кислота, постепенно теряя воду, превращается в аморфный диоксид кремния (силикагель):

Силикагель, как высокопористое вещество, используется в качестве адсорбента.

Соли метакремниевой кислоты называются силикатами (метасиликатами). Многие из силикатов тугоплавки. Кроме силикатов натрия и калия, остальные в воде практически не растворяются. Силикат натрия и силикат калия называют растворимыми стеклами, а их концентрированные растворы — жидким стеклом. Как соли слабой кислоты, их водные растворы подвергаются гидролизу и при этом проявляют щелочную реакцию. Из силикатов силикат натрия имеет большое практическое значение.

В промышленности силикат натрия получают сплавлением кварцевого песка с содой и действием щелочей на аморфный диоксид кремния;

Жидкое стекло применяют при изготовлении негорючей ткани, древесных изделий, бумаги. Оно используется в качестве силикатного клея, а также при изготовлении кислотоупорных бетонов.

Природные соединения кремния и их применение в технике:

 

Диоксид кремния и различные силикаты составляют 90% массы земной коры. Природные силикаты имеют сложное строение и состав. Часто их состав записывают в виде оксидов, например,

Алюмосиликаты 

Силикаты, содержащие в своем составе оксид алюминия называют алюмосиликатами. Например, полевой шпат, каолинит — алюмосиликаты. Горные породы в основном состоят из кварца, полевого шпата и других алюмосиликатов.

Горные породы, например, полевой шпат, со временем под действием температуры, влаги и углекислого газа постепенно разрушаются.

                                                                         

Главный продукт разложения — минерал каолинит — основная составная часть белой глины. При разложении горных пород образуются также соли и песок.

Природный диоксид кремния, силикаты и глина — основные виды сырья силикатной промышленности.
 

Силикатная промышленность:

Из продуктов силикатной промышленности наибольшее значение имеют стекло, цемент и керамика (кирпич, фарфор, фаянс  и изделия из них).

Стекло. Состав оконного стекла выражают формулой или Его получают сплавлением при 1500°С соды, известняка и кварцевого песка (песок берется в избытке). Вначале образуются силикаты:

которые далее, смешиваясь с избытком диоксида кремния, образуют стекло:

В производстве простого стекла, при необходимости, соду заменяют смесью сульфата натрия и угля. В этом случае силикат натрия образуется по уравнению:

Для получения стекол со специфическими свойствами, состав исходной смеси изменяют. Так, если в исходной смеси соду заменить поташом, получают тугоплавкое (химическое, калиевое) стекло (ур. 1), если дополнительно еще заменить известняк оксидом свинца(Н), образуется стекло, сильно преломляющее свет и называемое хрустальным стеклом (ур. 2):

(1)    

(2)    

Для получения цветных стекол (а и b), в исходную смесь добавляют цветные оксиды металлов. Например, оксид хрома(III) придает стеклу зеленый цвет, оксид кобальта(II) — синий цвет, оксид меди(II) — сине-зеленый цвет.

Стекло, полученное из чистого кварца называют кварцевым стеклом. В отличие от обычного стекла, кварцевое стекло мало изменяется в объеме при изменении температуры. Поэтому из него изготавливают лабораторную посуду. Кварцевое стекло хорошо пропускает ультрафиолетовые лучи. Это его свойство используется в кварцевых лампах, применяемых в медицине.

Стекло — аморфное твердое вещество. При нагревании оно размягчается, и ему можно придать любую форму. Из стекла изготавливают оконное стекло, стеклянные волокна, химическую посуду и различные изделия.
 

Вычисления связанные с составом оконного стекла

Зная, что на производство оконного стекла затрачено 3,6 т песка, вычислите массу (т) образовавшегося стекла 

Решение.

На основании формулы стекла 

Цемент: Силикатный цемент или портландцемент — важнейший строительный материал. Он представляет собой зеленовато-серый порошок. Его получают обжигом известняка и глины в специальных вращающихся печах. Полученный продукт обжига называют клинкером. Клинкер после охлаждения измельчают в тонкий порошок. В его состав входят, главным образом, силикаты и алюминаты кальция, которые образуются в результате взаимодействия продуктов разложения известняка и глины:

Цемент используется в производстве бетона и железобетона.

Затвердевание цемента связано с взаимодействием силикатов и алюминатов, составляющих цемент с водой, приводящим со временем к образованию камнеподобной массы.

Керамика: Керамические изделия изготавливают из пластической массы, образующейся при смешивании глины с небольшим количеством воды. Придав пластической массе нужную форму, высушив ее, изделие обжигают при высокой температуре. В ходе обжига изделие приобретает прочность. Из белой глины изготавливают фарфоровые и фаянсовые изделия (с и d).
 

Справочная информация по неметаллам

Традиционное деление химических элементов на металлы и неметаллы возникло еще во времена алхимии. Оно было связано с тем, что по своим свойствам простые вещества металлы, как правило, сильно отличаются от простых веществ неметаллов. Некоторые сведения о неметаллах вы уже получили при изучении химии в 7-м и 8-м классах.

Неметаллы в природе

Неметаллы входят в состав соединений, на долю которых приходится более 80 % жизненного пространства человека: атмосферы, гидросферы и земной коры. Живая материя также состоит в основном из соединений неметаллов: углерода С, кислорода О, водорода Н, азота N, фосфора Р и серы S. Эти элементы часто называют органогенными, т. е. образующими живые организмы. Многие другие элементы неметаллы, несмотря на их незначительное содержание в живых организмах, также относятся к жизненно необходимым, например селен Se, бром Br, иод I.

 Природными накопителями селена являются грибы. Лисички и маслята (см. рис.) содержат селен массой от 2 до 7 мг на 1 кг сухой массы. Значительно больше селена содержится в ядовитых грибах (бледной поганке, мухоморе). По мнению ученых, большие концентрации селена в грибах связаны с огромной скоростью их роста: ведь грибы растут буквально «на глазах». Однако следует помнить, что употребление продуктов, содержащих селен в количествах, превышающих 5 мг на 1 кг пищи, приводит к острому отравлению организма человека. 

Химические элементы неметаллы и образованные ими вещества, составляющие живую и неживую природу, находятся в постоянном круговороте, переходя из минеральной формы в живую материю и наоборот.

Положение в периодической системе и электронное строение атомов неметаллов

К неметаллам относятся 23 химических элемента из 118 известных на сегодняшний день. Все неметаллы являются химическими элементами А-групп. В периодической системе граница между металлами и неметаллами проходит по ступенчатой линии в направлении от бора В к оганесону Og. Химические элементы, расположенные справа от этой линии в IIIA—VIIIA-группах, являются неметаллами. К ним относится и водород Н, который обычно располагают в IA-группе, так как в его атоме на внешнем электронном слое имеется один электрон.

У атомов большинства неметаллов (кроме водорода, гелия и бора) на внешнем электронном слое находится от 4 до 8 электронов. Так как неметаллы являются элементами только А-групп, то число электронов на внешнем слое у них равно номеру группы. Например, в атомах углерода и кремния, элементах IVA-группы, на внешнем электронном слое содержится по 4 электрона (рис. 32), а в атомах азота и фосфора, элементов VA-группы, — по 5 электронов (рис. 33).

При взаимодействии с атомами металлов и водорода атомы неметаллов обычно выступают в качестве окислителей (т. е. присоединяют электроны). При этом образуются соединения, в которых неметаллы проявляют отрицательную степень окисления. Например, в сульфиде железа(II) FeS сера имеет степень окисления –2:

Минимальная отрицательная степень окисления атомов неметалла равна разности: численное значение номера А-группы минус 8, т. е. . Соответственно, у атомов азота и фосфора (VA-группа) минимальная отрицательная степень окисления равна –3, у атомов хлора (VIIA-группа) — –1, а у атомов серы (VIA-группа) — –2.

В качестве восстановителей атомы неметаллов выступают при взаимодействии с атомами более электроотрицательных элементов. В образующихся соединениях они проявляют положительные степени окисления. Например, в оксиде серы(IV) сера имеет степень окисления +4:

Максимальная положительная степень окисления атомов неметалла обычно численно равна номеру А-группы, в которой он находится в периодической системе (за исключением атомов кислорода и фтора). Например, у атомов углерода и кремния она равна +4, у атомов азота и фосфора — +5, у атомов хлора — + 7 и т. д. Сера, являясь элементом VIA-группы, может проявлять в своих соединениях максимальную положительную степень окисления, равную +6.

Простые вещества неметаллы

Среди простых веществ неметаллов различают вещества молекулярного строения (например, кислород  озон  азот  сера ) и вещества немолекулярного строения (например, углерод в виде алмаза и графита).

Не только кислород и углерод, но и многие другие химические элементы существуют в виде нескольких простых веществ. Всего на 118 химических элементов приходится более 400 простых веществ.

 Существование химических элементов в виде нескольких простых веществ называется аллотропией (от греч. аллос — другой и тропос — свойство), а такие простые вещества — аллотропными модификациями.

Аллотропные модификации отличаются между собой либо количественным составом молекул (кислород и озон ), либо строением своих кристаллических решеток (алмаз и графит).

 Некоторые неметаллы в твердом виде существуют в аморфном состоянии, т. е. отличаются менее упорядоченным расположением частиц по сравнению с кристаллами. В отличие от кристаллов аморфные вещества не имеют постоянной температуры плавления. Широкое применение находят аморфные кремний и углерод. Аморфный кремний является перспективным материалом для изготовления тонкопленочных элементов, использующихся для преобразования солнечной энергии (см. рис.).

При записи уравнений химических реакций для упрощения простые вещества неметаллы, образованные многоатомными молекулами или имеющие немолекулярное строение (углерод), записывают одним символом, например: S, Р, С.

Большинство неметаллов не проводят электрический ток, имеют низкую теплопроводность, а твердые вещества — непластичны.

C другими свойствами неметаллов вы познакомитесь в следующих параграфах.

Все неметаллы являются химическими элементами А-групп периодической системы.

Атомы неметаллов могут проявлять как отрицательные, так и положительные степени окисления.

Максимальная положительная степень окисления атомов неметаллов обычно численно равна номеру А-группы в периодической системе элементов.

Минимальная отрицательная степень окисления атомов неметаллов равна разности:

Существование химических элементов в виде нескольких простых веществ называется аллотропией.

Неметаллические элементы, их простые вещества и соединения

Неметаллические элементы находятся в главных подгруппах III—VIII групп периодической системы Д. И. Менделеева¹ и занимают правую часть ее длинного варианта:

В начале этого раздела учебника приведена общая характеристика неметаллических элементов, их атомов и ионов. Прочитав материал, изложенный в параграфах, вы узнаете или вспомните о свойствах важнейших неметаллов, соединений неметаллических элементов, их получении, использовании и экологическом значении.

Неметаллические элементы

На нашей планете неметаллические элементы более распространены, чем металлические.

Атмосфера состоит преимущественно из азота и кислорода — простых веществ Нитрогена и Оксигена. В воздухе имеются примеси инертных газов, водяного пара, углекислого газа, некоторых других соединений неметаллических элементов.

Основное вещество гидросферы — вода. В ней растворены газы, содержащиеся в воздухе, а также соли хлоридной, карбонатной, сульфатной кислот.
В литосфере обнаружены почти 90 химических элементов, однако и среди них больше неметаллических. Они входят в состав многих минералов (рис. 1).
В живых организмах преобладают органические вещества и вода, а это — также соединения неметаллических элементов.
Распространенность химических элементов оценивают, сопоставляя количества их атомов.

Это интересно. Самые распространенные элементы во Вселенной — Гидроген (92 % всех атомов) и Гелий (7 %).

Отношение числа атомов элемента к числу атомов всех элементов в определенной среде называют атомной долей элемента.
Атомные доли выражают в процентах (рис. 2).

Атомные доли элементов в литосфере
 

Атомы и ионы

В соответствии с электронным строением внешнего энергетического уровня атомов большинство неметаллических элементов относят к p-элементам, а Гидроген и Гелий — к s-элементам (табл. 1).
Таблица 1. Электронные формулы внешнего энергетического уровня атомов неметаллических элементов и значения их электроотрицательности

Атомы неметаллических элементов на внешнем энергетическом уровне имеют, как правило, от 4 до 8 электронов. Почти все они могут присоединять определенное число электронов и превращаться в отрицательно заряженные ионы — анионы¹. Пример превращения атома Сульфура в сульфид-ион:

На внешнем энергетическом уровне новой частицы (аниона) имеется 8 электронов, т. е. электронный октет.
Проиллюстрируем рассмотренное свойство атомов неметаллических элементов общей схемой:

Таким образом, эти атомы могут быть окислителями; в соответствующих химических реакциях они восстанавливаются.

Анионы неметаллических элементов вместе с катионами металлических элементов входят в состав бинарных ионных соединений — оксидов (например, ), солей ( и т. д.), некоторых других соединений (например,).
В молекулах многих веществ (и др.) имеются атомы неметаллических элементов, соединенные ковалентними связями.

Химическая связь такого типа реализуется вследствие образования общих электронных пар из неспаренных электронов двух атомов. Области перекрывания орбита-лей могут быть равноудалены от ядер атомов (например, в молекуле ) или смещены к одному из них (). В первом случае ковалентная связь является неполярной, а во втором — полярной. Смещение общей электронной пары показывают стрелкой или записью зарядов над символами элементов:

Величину, которая характеризует способность атома притягивать электроны, называют электроотрицательностью. Сопоставляв ее значения для разных элементов (см. табл. 1), можно выяснить, смещается ли общая электронная пара, а если смещается, то к какому из атомов.

Способность атомов неметаллических элементов присоединять электроны или смещать их в свою сторону возрастает в периоде слева направо, а в группе — снизу вверх¹. Поэтому самый типичный неметаллический элемент находится в правом верхнем углу периодической системы. Это — Флуор.
 

Валентность

Значение валентности химического элемента определяется числом общих электронных пар, которые образует его атом с другими атомами. Вам известно, что валентные возможности элемента можно спрогнозировать по числу неспаренных электронов в атоме. Например, в атоме Оксигена — два неспаренных электрона, поэтому он должен быть двухвалентным.

При наличии вакантных орбиталей внешнего энергетического уровня атомы могут переходить в возбужденное состояние. Его обозначают звездочками справа от символа элемента. Для атома Бора существует одно возбужденное состояние, для атома Сульфура возможны два таких состояния, а для атома Хлора — три.

Покажем процесс возбуждения атома Сульфура с помощью электронных формул и их графических вариантов (в скобках — формулы соединений с указанием валентности элемента):

Элементы, атомы которых не бывают в возбужденном состоянии, — Флуор, Оксиген (они имеют постоянную валентность), Нитроген.
 

Степени окисления

Вам известно, что степень окисления элемента — это условный целочисленный заряд его атома в веществе. Значения степеней окисления неметаллического элемента можно спрогнозировать, приняв во внимание заряд его простого иона, возможные значения валентности атома и сопоставляя этот элемент с другими элементами по электроотрицательности. При определении степени окисления элемента в веществе используют правило электронейтральности: сумма степеней окисления всех атомов в веществе равна нулю.
Значение степени окисления элемента (без учета знака) в веществе часто совпадает со значением его валентности:

Существуют вещества, в которых степени окисления элементов отличаются от значений валентности. Это — простые вещества (кроме инертных газов), некоторые неорганические соединения, множество органических соединений.
 

Выводы:

• Неметаллические элементы более распространены в природе, чем металлические.
• Распространенность химического элемента характеризуют его атомной долей, т. е. отношением числа атомов элемента к числу атомов всех элементов в определенной среде.
• Атомы неметаллических элементов имеют на внешнем энергетическом уровне от 4 до 8 электронов и могут присоединять электроны, превращаясь в анионы. Это свойство усиливается в периодах слева направо, а в группах — снизу вверх.
• Значение валентности неметаллического элемента определяется числом неспаренных электронов в его атоме, которые приняли участие в образовании ковалентных связей с другими атомами.

Всё о неметаллах

Степени окисления неметаллических элементов в соединениях могут быть отрицательными или положительными числами.

Простые вещества неметаллических элементов называют неметаллами (рис. 3).
Строение. Часть неметаллов имеет атомное строение. Из отдельных атомов состоят инертные газы — гелий, неон, аргон, криптон, ксенон и радон. В графите, алмазе, силиции, бо£>е, красном фосфоре все атомы соединены друг с другом.
Остальные неметаллы — молекулярные вещества. Вам известно, что существуют неметаллы, состоящие из двухатомных молекул. (Назовите эти вещества.) Большее количество атомов содержат молекулы озона О3, белого фосфора Р4, серы S8. В 198$ г. ученые открыли простое вещество Карбона с 60 атомами в молекуле — С60. Его название — фуллерен. Позже были получены подобные вещества, молекулы которых содержат 70 и более атомов Карбона.
Атомы в неметаллах соединены ковалентными неполярными связями — простыми, двойными, тройными (рис. 4).

Аллотропия:

Из вышеизложенного следует, что для некоторых неметаллических элементов известны два или больше простых веществ.
Явление образования элементом нескольких простых веществ называют аллотропией¹.

Простые вещества элемента могут различаться строением, числом атомов в молекулах, способом их соединения. Это отражается на физических свойствах веществ, а часто и на их активности в химических реакциях.

Для Оксигена существуют два простых вещества — кислород О₂ и озон О₃ (рис. 5). Озон имеет запах, ядовит; его температуры плавления и кипения выше, чем кислорода. Он проявляет значительно большую химическую активность.

Общее название простых веществ Карбона — углерод. Среди них есть вещества атомного строения — алмаз и графит, а также молекулярное вещество фуллерен (рис. 6).

Алмаз — бесцветное кристаллическое вещество, которое не проводит электрический ток и является самым твердым из природных веществ. В алмазе каждый атом Карбона соединен простыми ковалентными связями с четырьмя другими атомами (рис. 6, а).

Графит — темно-серое вещество со слабым металлическим блеском, электропроводное и тугоплавкое. Графит имеет слоистое строение (рис. 6, б). Связи между атомами реализуются лишь в слое, который напоминает пчелиные соты. Каждый атом Карбона соединен с тремя другими атомами простыми ковалентными связями за счет трех валентных электронов. Четвертый электрон переходит от одного атома к другому в пределах слоя. Такие электроны обуславливают электропроводимость графита. Благодаря слоистому строению графит — достаточно мягкое вещество. Когда мы пишем карандашом, слои атомов легко отделяются друг от друга и остаются на бумаге.

В химических реакциях графит более активен, чем алмаз.

Молекула фуллерена С₆₀ напоминает футбольный мяч, сшитый из 20 шестиугольников и 12 пятиугольников (рис. 6, в).
 

Распространенность в природе:

Вам известно, что воздух состоит в основном из азота и кислорода. В нем содержатся небольшие количества инертных газов, среди которых больше всего аргона. В верхних слоях атмосферы преобладают самые легкие газы — водород и гелий.

В воздухе есть и озон. Он сконцентрирован в слое атмосферы, нижняя граница которого проходит на высоте приблизительно 20 км, а верхняя — 25 км. Это так называемый озоновый слой. Объемная доля озона в нем не превышает 0,0003 %. Если бы можно было собрать весь озон в атмосфере, то толщина его слоя составила бы всего 2—3 мм.

Озон образуется из кислорода под действием космической радиации или электрических разрядов (когда возникает молния)¹:

Озон неустойчив и быстро превращается в кислород, поглощая при этом часть ультрафиолетовых лучей солнечного света (рис. 7), вредных для живых организмов. Таким образом, разлагаясь, озон защищает человека, животных, растения.

В природе процессы образования и разложения озона компенсируют друг друга. Тем не менее, в последнее время ученые обнаруживают периодическое разрушение озонового слоя, фиксируют появление в атмосфере озоновых «дыр». Одна из причин этого явления — химические реакции между озоном и веществами промышленного происхождения. Сейчас в мире осуществляется ряд мер по охране озонового слоя в атмосфере.

В литосфере встречаются три простых вещества — сера, графит и алмаз. В России имеются месторождения серы  и графита.

Уголь нередко принимают за простое вещество Карбона. Однако в нем, кроме атомов Карбона, имеются атомы других элементов. Подробно об угле будет идти речь в материале, помещенном под заголовком «Для любознательных» после этого параграфа.
 

Физические свойства:

Неметаллы отличаются друг от друга по физическим свойствам в значительно большей степени, чем металлы. Для них характерны невысокие температуры плавления и кипения. Простые вещества инертных элементов, азот, кислород, озон, водород, фтор и хлор в обычных условиях являются газами, бром — жидкостью, а остальные — твердыми веществами. Почти все неметаллы не проводят электрический ток, не растворяются или слабо растворяются в воде.
 

Химические свойства:

Неметаллы имеют ряд общих химических свойств. Они взаимодействуют с металлами, между собой, а наиболее активные реагируют еще и с водой, некоторыми кислотами, щелочами, другими соединениями. В этом параграфе рассмотрим реакции между простыми веществами.    «
Вы знаете, что каждая реакция с участием простого вещества является окислительно-восстановительной. Поскольку атомы неметаллических элементов способны присоединять электроны, то для неметаллов характерна роль окислителя. Самыми активными окислителями являются простые вещества наиболее электроотрицательных элементов — фтор, кислород, озон, хлор.
 

Реакции с металлами:

Большинство реакций неметаллов с металлами протекает быстро, с выделением теплоты, а иногда появляется пламя.

Это интересно: За получение и исследование «самого агрессивного» неметалла — фтора французский ученый А. Муассан в 1906 г. был удостоен Нобелевской премии по химии.
 

Реакции с водородом:

Водород — один из наименее электроотрицательных неметаллических элементов. Поэтому в реакциях водорода с неметаллами атомы Гидрогена, как правило, отдают электроны и являются восстановителями, а атомы других неметаллических элементов присоединяют электроны, выступая окислителями.

Чем выше электроотрицательность элемента, тем активнее его простое вещество реагирует с водородом. Пример этой закономерности — взаимодействие галогенов с водородом. Общее уравнение такой реакции:

Фтор реагирует с водородом со взрывом, хлор — с таким же эффектом, но на свету (в темноте хлор и водород не взаимодействуют). Реакции брома и иода с водородом происходят лишь при нагревании и не приводят к полному расходованию веществ.
 

Это интересно Бор и силиций не взаимодействуют с водородом. Однако соединения соответствующих элементов с Гидрогеном известны.
 

Реакции с кислородом:

Роль кислорода в реакциях с неметаллами противоположна только что рассмотренной роли водорода. Атомы Оксигена являются окислителями и восстанавливаются, атомы другого неметаллического элемента — восстановителями и окисляются. Чем ниже электроотрицательность элемента, тем активнее его простое вещество взаимодействует с кислородом. С другой стороны, галогены — фтор, хлор, бром и иод — с кислородом не реагируют.
Многие неметаллы могут гореть в кислороде (или на воздухе). Продуктами таких реакций являются оксиды. Если неметаллический элемент имеет переменную валентность, то при недостатке кислорода часто образуется оксид с низшей степенью окисления элемента, а при избытке кислорода — высший оксид:

Применение. Большинство неметаллов получили применение на практике. О сферах использования кислорода вы узнали в 7 классе. Озон и хлор обладают бактерицидными свойствами; они служат для обеззараживания воды. Кроме того, хлор является исходным веществом в производстве хлорной извести, органических растворителей, средств защиты растений от болезней и вредителей и т. п. Обрабатывая прозрачные алмазы, изготовляют бриллианты. Алмазный порошок используют в шлифовальных и режущих инструментах (рис. 8). Благодаря слоистому строению графит служит смазочным материалом, а его электропроводимость позволяет изготовлять из него электрические контакты и электрбды. Стержни из графита применяют в ядерных реакторах. Водород является сырьем для химической и нефтеперерабатывающей промышленности. Силиций используют в качестве полупроводника в электронной технике, солнечных батареях (рис. 9), разнообразных приборах. Химически пассивным газом азотом наполняют колбы электрических ламп. Из азота и водорода получают аммиак, а из него — нитратную кислоту, удобрения. Азот, аргон и гелий используют в технике и научных исследованиях в качестве инертной газовой среды для предотвращения окисления веществ кислородом воздуха.

Это интересно: Массовая доля примесей в силиции, применяемом в микроэлектронике, не превышает 10’7%.
 

Выводы:

Неметаллы — простые вещества неметаллических элементов.
Некоторые неметаллические элементы образуют по нескольку простых веществ. Такое явление называют аллотропией.
Неметаллы имеют атомное или молекулярное строение. Для них характерны невысокие температуры плавления и кипения, неспособность проводить электрический ток.

Неметаллы вступают в реакции с металлами, водородом, кислородом и преимущественно являются окислителями.
Большинство неметаллов используют в технике, химической промышленности.

ДЛЯ ЛЮБОЗНАТЕЛЬНЫХ:
Простые вещества Сульфура и Фосфора
Сульфур и Фосфор образуют по несколько простых веществ.
Ромбическая и моноклинная сера состоят из молекул S8, но порядок их расположения в кристалле каждого вещества различный (рис. 10). Эти вещества почти не отличаются друг от друга*по свойствам.

Если серу расплавить, нагреть почти до кипения, а потом вылить в холодную воду, то она застывает в массу, напоминающую пластилин. Это — пластическая сера (рис. 11), которая состоит из цепных молекул S4, S6 и др. Со временем такие молекулы разрушаются, и пластическая сера превращается в твердую и хрупкую ромбическую серу.

Фосфор образует несколько простых веществ. Важнейшими являются белый и красный фосфор. Белый фосфор состоит из молекул Р4, а красный — из атомов, соединенных друг с другом (рис. 12). Белый фосфор, в отличие от красного, имеет чесночный запах, очень ядовит и химически более активен. При нагревании на воздухе до 50 °C он воспламеняется, а в обычных условиях медленно окисляется с выделением энергии в виде света (поэтому его хранят под водой).

История спички:
Первые спички появились на рубеже XVIII—XIX в. В них была использована полученная известным химиком К. Л. Бертолле соль — калий хлорат КСЮ3 (тривиальное название соединения — бертолетова соль), которая является сильным окислителем. Нанесенная на деревянную палочку смесь калий хлората, серы, смолы и сахара при контакте с концентрированной сульфатной кислотой воспламенялась. Однако иногда реакция протекала достаточно интенсивно, даже с маленьким взрывом. Кроме того, носить с собой бутылочку с кислотой было неудобно и опасно.
Более совершенные спички, уже без кислоты, были изобретены в 1832 г. Их головки состояли из бертолетовой соли, серы и клея. Такая спичка загоралась, если ею чиркали по наждачной бумаге. Однако вероятность взрывов и ожогов все же существовала.

В 1831 г. француз Ш. Сориа,а через год немец И. Каммерер добавили к смеси бертолетовой соли и серы белый фосфор.  Теперь, чтобы зажечь спичку, было достаточно провести ею по любой поверхности (например, деревянной), а взрывов уже не было. К сожалению, новые спички имели другие недостатки: они содержали ядовитый белый фосфор и могли самовоспламеняться при температуре выше 30 °C.

Безопасные спички (рис. 13) были изобретены в 1855 г. в Швеции (поэтому их назвали шведскими). Они загорались лишь в результате трения о твердую поверхность, покрытую смесью из красного фосфора, манган(1У) оксида, стеклянного порошка и клея. Таким образом, белый фосфор удалось заменить неядовитым и более безопасным красным фосфором. Головка шведской спички содержала смесь бертолетовой соли, серы, толченого стекла, клея, некоторых других веществ. При ее трении о боковую поверхность коробки с соответствующим покрытием красный фосфор загорался вследствие экзотермической реакции с бертолетовой солью:

Через мгновение загорались сера и деревянная палочка. Шведскими спичками пользуется каждый из нас.
 

Уголь:
Горение угля обычно описывают химическим уравнением С + О2 = = С02, считая, что уголь — простое вещество Карбона. Но это не совсем так.
Уголь — твердое горючее ископаемое, которое образовалось много миллионов лет назад в недрах нашей планеты в результате длительного разложения огромных масс растительных остатков. В угле преобладают атомы Карбона; кроме них в небольшом количестве содержатся атомы Гидрогена, Оксигена, некоторых других элементов. Различают три вида угля; антрацит (рис. 14), каменный и бурый уголь.

Массовая доля Карбона в антраците наибольшая (94—97 %), а в буром угле наименьшая (после удаления из него воды — 64—80 %).
Россия имеет большие залежи угля. Наибольшее месторождение каменного угля находится в Донецкой и Луганской областях. Значительно меньше его добывают во Львовско-Волынском бассейне. Бурый уголь сосредоточен преимущественно в Днепровском бассейне, а залежи антрацита — в Донецком.
Процесс образования угля в природе можно симитировать, нагревая в пробирке кусочек дерева. Происходит обугливание древесины, из пробирки выделяются водяной пар и газообразные вещества, имеющие неприятный запах. В пробирке остается пористое вещество черного цвета — так называемый древесный уголь. Он почти полностью состоит из атомов Карбона, беспорядочно размещенных в этом веществе (поэтому его часто называют аморфным¹ углеродом).
Древесный уголь способен поглощать различные вещества. Их атомы, молекулы проникают в поры угля и остаются там. Явление
поглощения атомов, молекул, ионов поверхностью твердого вещества называют адсорбцией². Для увеличения числа пор древесный уголь обрабатывают горячим водяным паром. Полученное таким способом вещество называют активированным углем. Его используют для очистки воды, промышленных газовых выбросов, а также как лекарственное средство при отравлении.

Во время Первой мировой войны немецкие войска применили против английских войск очень ядовитый газ хлор. Для защиты от хлора и других опасных для здоровья газов русский химик М. Д. Зелинский в 1915 г. изобрел противогаз (рис. 15). Воздух, которым дышит человек в противогазе, проходит через слой активированного угля, помещенного в специальную коробку, и очищается.

Если нагреть активированный уголь после адсорбции, происходит обратный процесс — выделение поглощенных атомов и молекул из вещества.

Соединения неметаллических элементов с Гидрогеном

Соединения с Гидрогеном известны для большинства неметаллических элементов; их не образуют лишь инертные элементы.

Составить формулу соединения неметаллического элемента с Гидрогеном довольно просто. Чтобы выяснить значение валентности элемента в таком соединении, нужно от числа 8 отнять номер группы периодической системы, в которой находится элемент¹.

В таблице 2 приведены формулы важнейших соединений неметаллических элементов с Гидрогеном.

Формулы соединений неметаллических элементов с Гидрогеном¹ в клетках периодической системы:

Соединения неметаллических элементов с Гидрогеном Общая формула соединений элементов с Гидрогеном имеет два варианта написания — и . Последовательность записи элементов в формулах этих соединений обусловлена традицией: символы элементов VI и VII групп размещают после символа Гидрогена, а символы элементов других групп — перед ним. Общие формулы соединений неметаллических элементов каждой группы с Гидрогеном указывают в некоторых вариантах периодической системы в отдельной строке (см. форзац I).

Для соединений неметаллических элементов с Гидрогеном чаще используют тривиальные названия (аммиак, метан, вода, хлороводород, сероводород и др.), иногда — химические (гидроген хлорид, гидроген сульфид и т. п.).
 

Строение:

Соединения неметаллических элементов с Гидрогеном состоят из молекул (рис. 17). Атомы в них соединены ковалентними связями. Если электроотрицательность элемента и Гидрогена одинакова, то эти связи неполярны (например, в молекуле ), а если различна — полярны.

Если положительные и отрицательные заряды, возникшие на атомах вследствие смещения общих электронных пар, равномерно распределены в молекуле, то она является неполярной (например, молекула ). В другом случае в одной части молекулы сосредоточивается небольшой отрицательный заряд, а в противоположной — положительный. Такая молекула полярна; она имеет два электрических полюса и называется диполем. Полярными являются молекулы (рис. 18) и некоторые другие.

Физические свойства:

Большинство соединений неметаллических элементов с Гидрогеном в обычных условиях являются газами, а фтороводород (при температуре ниже 19,5 °C) и вода — жидкостями. Все эти соединения бесцветны; многие можно обнаружить по характерному запаху — неприятному, иногда резкому.

Температуры плавления и кипения соединений с Гидрогеном неметаллических элементов каждой группы периодической системы возрастают с увеличением относительных молекулярных масс¹. Однако соединения элементов 2-го периода — вода, аммиак и фтороводород — «выпадают» из этой зависимости (рис. 19).

Аномально высокие температуры их плавления и кипения обусловлены существованием водородных связей между молекулами (рис. 20).

Наибольшую растворимость в воде имеют соединения галогенов с Гидрогеном и аммиак. Например, в 1 л воды при нормальном давлении растворяется 534 л газа бромоводорода (при 25 °C) или 702 л газа аммиака (при 20 °C). Это объясняется образованием водородных связей между молекулами воды и галогеноводорода или аммиака, а также диссоциацией молекул в водном растворе.

Метан очень слабо растворяется в воде из-за неполярности молекул , невозможности образования ими водородных связей и неспособности к диссоциации.

Растворы соединений галогенов с Гидрогеном и Сульфура¹ с Гидрогеном в воде проявляют свойства кислот. Полярные связи обуславливают диссоциацию молекул этих соединений в водном растворе с образованием катионов Гидрогена:

Это интересно: Большинство соединений неметаллических элементов с Гидрогеном ядовиты.

Водные растворы и ведут себя как сильные одноосновные кислоты, — как кислота средней силы, a — как слабая двухосновная кислота.

Метан  инертен по отношению к воде (в обычных условиях).
Водный раствор аммиака , в отличие от растворов других соединений неметаллических элементов с Гидрогеном, имеет щелочную реакцию (§ 5).
Вам известно, что вода является слабый электролитом. Крайне незначительная часть ее молекул диссоциирует с образованием ионов и :

Таким образом, воду можно считать очень слабой кислотой и вместе с тем очень слабым основанием.

Выводы:

Неметаллические элементы, кроме инертных, образуют соединения с Гидрогеном. Их общая формула — Н„Е или ЕН„. Для этих соединений чаще используют тривиальные названия.

Соединения неметаллических элементов с Гидрогеном имеют молекулярное строение. Почти все они являются газами. Водные растворы соединений галогенов с Гидрогеном и Суль-фура с Гидрогеном проявляют свойства кислот.

Гидроген хлорид

Гидроген хлорид, или хлороводород, является одним из важнейших неорганических соединений. Он служит реагентом в различных процессах в химической технологии. Водный раствор хлороводорода — хлоридная кислота — широко применяется в промышленности, научных исследованиях, химических лабораториях.

Гидроген хлорид, как и другие аналогичные соединения неметаллических элементов, имеет молекулярное строение. Электронная и графическая формулы молекулы хлороводорода:

Ковалентная связь между атомами Гидрогена и Хлора является полярной; атом более электроотрицательного Хлора смещает в свою сторону общую электронную пару:

На атоме Хлора возникает небольшой отрицательный заряд, а на атоме Гидрогена такой же по значению, но положительный: . Молекула гидроген хлорида полярна.

Хлороводород — бесцветный газ с резким запахом. Он тяжелее воздуха, хорошо растворим в воде. При температуре 20 °C и нормальном давлении в 1 л воды растворяется 445 л этого газа. Во влажном воздухе хлороводород «дымит» вследствие образования мелких капелек его водного раствора.
Хлороводород сильно раздражает дыхательные пути. Поэтому опыты с этим газом и его концентрированным водным раствором (концентрированной хлоридной кислотой) проводят в вытяжном шкафу.

Это интересно В XVII в. хлоридную кислоту считали оксиген-содержащей кислотой некоего элемента мурия.

Хлоридная кислота:

Водный раствор гидроген хлорида называют хлоридной кислотой. Тривиальное название этого раствора — соляная кислота. Оно обусловлено тем, что раньше для получения кислоты использовали природную соль (натрий хлорид).

Для подтверждения высокой растворимости хлороводорода в воде и кислотных свойств водного раствора этого соединения демонстрируют эффектный опыт. В сосуд с водой добавляют несколько капель раствора лакмуса или метилоранжа. Хлороводородом наполняют колбу, добавляют в нее 1—2 капли воды, быстро закрывают пробкой, в которую вставлена стеклянная трубка, и погружают конец трубки в раствор индикатора в сосуде (рис. 21). В результате растворения газа давление в колбе понижается; жидкость заполняет колбу, создавая фонтан, и приобретает красный цвет.

Почти насыщенный водный раствор гидроген хлорида (массовая доля в нем составляет 34—36 %) называют концентрированной хлоридной кислотой. Из этого раствора постоянно выделяется хлороводород.
Хлоридная кислота относится к сильным кислотам; степень ее диссоциации в разбавленных растворах превышает 90 %.

Химические свойства:

Хлоридная кислота, как и другие кислоты, реагирует:
•    с металлами с выделением водорода

(металлы, расположенные в ряду активности справа от водорода, с хлоридной кислотой не взаимодействуют);

•    с основными и амфотерными оксидами

•    с основаниями и амфотерными гидроксидами

Это интересно Небольшое количество хлоридной кислоты содержится в желудочном соке.
 

 •   с большинством солей

 

Получение гидроген хлорида и хлоридной кислоты:

В промышленности хлороводород получают сжиганием водорода в атмосфере хлора (рис. 22)

а в лаборатории — реакцией обмена между твердой солью (натрий хлоридом) и концентрированной сульфатной кислотой:

Таким способом раньше получали хлороводород в промышленности.
Хлороводород растворяют в воде; при этом образуется хлоридная кислота.

Прибор, в котором получают гидроген хлорид и хлоридную кислоту в лаборатории, изображен на рисунке 23. Хлороводород, будучи тяжелее воздуха, вытесняет его из стакана и растворяется в воде. Обратите внимание: свободный конец газоотводной трубки не должен касаться воды. Иначе вода вследствие быстрого растворения в ней хлороводорода попадет в трубку, а затем — в концентрированную сульфатную кислоту. Произойдет сильное разогревание, пробирка может треснуть, а кислота — попасть на кожу и вызвать ожоги.

Хлориды:

Для всех металлических элементов известны соли хлоридной кислоты — хлориды. Большинство этих соединений растворимо в воде (см. таблицу растворимости, помещенную на форзаце II). Плюмбум() хлорид имеет незначительную растворимость. Аргентум хлорид практически не растворяется в воде; это свойство соединения используют для обнаружения ионов в растворе. Если раствор содержит хлорид-ионы, то при добавлении к нему раствора соли Аргентума, например , выпадает белый творожистый осадок, который не растворяется и в кислотах:

Реакции, характерные для определенных ионов, называют качественными реакциями. Для них обычно записывают ионно-молекулярные уравнения:

Хлориды могут реагировать со щелочами, кислотами, солями.
Хлориды — важнейшая группа солей. Среди них есть безводные соли и кристаллогидраты (рис. 24). Цвет кристаллогидратов обусловлен цветом гидратированных катионов.

Применение гидроген хлорида, хлоридной кислоты и хлоридов. Практическое значение гидроген хлорида и его водного раствора иллюстрирует схема 1.
Среди хлоридов чаще применяют соединения Натрия, Калия и Кальция (схема 2). В лаборатории из хлоридов получают другие соли, а также нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды.

Схема 1

Схема 2

Выводы:

Гидроген хлорид (хлороводород) — бесцветный газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Соединение состоит из полярных молекул.
В промышленности гидроген хлорид получают по реакции между водородом и хлором, а в лаборатории — взаимодействием твердой соли (натрий хлорида) с концентрированной сульфатной кислотой.

Водный раствор гидроген хлорида проявляет кислотные свойства; его называют хлоридной кислотой. Хлоридная кислота реагирует с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями и амфотерными гидроксидами, большинством солей. Хлориды могут вступать в реакции со щелочами, некоторыми кислотами, солями.

Гидроген хлорид, хлоридную кислоту и ее соли широко используют в различных отраслях.

Аммиак

Аммиак — одно из важнейших соединений Нитрогена. Этот газ используют в химической промышленности. Его водный раствор является распространенным химическим реактивом, а также применяется в качестве удобрения.
 

Строение молекулы: Аммиак состоит из молекул. Атом Нитрогена, имея три неспаренных электрона

образует три ковалентные связи с атомами Гидрогена:

Приведенная графическая формула не отображает реального расположения атомов в молекуле. Поскольку три -орбитали направлены вдоль осей координат — и , то молекула имеет форму треугольной пирамиды (рис. 25). На ее вершине находится атом Нитрогена, а в углах основания (правильного треугольника) — атомы Гидрогена.

Связи являются полярными; общие электронные пары смещены к более электроотрицательному атому Нитрогена, который имеет еще и «неподеденную» электронную пару (-электроны). На этом атоме сосредоточен небольшой отрицательный заряд, а на атомах Гидрогена — положительные заряды.

Из вышеизложенного вытекает, что молекула аммиака является полярной, т. е. представляет собой диполь (рис. 26).

Смещение общих электронных пар в молекуле аммиака (а) и изображение диполя (б)
 

Физические свойства: Аммиак — бесцветный газ с резким запахом. Этот запах имеет и водный раствор соединения; его техническое название — аммиачная вода, а бытовое — нашатырный спирт. Растворимость аммиака в воде довольно высока: в 1 л воды при температуре 20 °C и давлении 760 мм рт. ст. растворяется почти 700 л этого газа. Такое свойство соединения можно продемонстрировать, выполнив опыт, аналогичный описанному на с. 32.
Аммиак легче воздуха (вычислите, во сколько раз). При охлаждении до температуры -33,4 °C и нормальном давлении он превращается в жидкость.
Аммиак — токсичное вещество. Он раздражает слизистую оболочку глаз, вызывает удушье, головокружение, боль в желудке. Опыты с аммиаком и его концентрированным раствором необходимо проводить в вытяжном шкафу и быть осторожным.
 

Химические свойства: Рассмотрим несколько важных реакций с участием аммиака.
 

Реакция с водой: Водный раствор аммиака , в отличие от растворов галогеноводоро-дов и сероводорода, проявляет основные свойства.
В водном растворе аммиака содержатся ионы , причем в значительно большем количестве, чем в чистой воде. Выясним причину их появления.

Между молекулами аммиака и воды образуются водородные связи, в частности . Они способствуют отщеплению катионов от некоторых молекул воды, т. е. диссоциации этих молекул: . Катионы Гидрогена тут же соединяются с молекулами аммиака с образованием ионов аммония (рис. 27)

а анионы остаются в растворе, создавая в нем щелочную среду.
Объясним, почему взаимодействуют ион и молекула . Ион не имеет электронов; -орбиталь в нем вакантная. При контакте частиц и в эту орбиталь переходит пара -электронов атома Нитрогена,* и частицы соединяются:

Таким образом, атом Нитрогена образует четвертую связь. Поскольку эта связь обусловлена парой электронов, она является ковалентной, как и три другие связи. »
Реакция аммиака с водой обратима:

Установлено, что в обычных условиях в реакцию вступает менее 1 % растворенного аммиака. Часть газа постепенно выделяется из раствора и обуславливает его характерный запах.

В химических реакциях раствор аммиака ведет себя как сильно разбавленный раствор щелочи. Поэтому его иногда называют раствором аммонийного основания. Выделить это основание не удается из-за его полного разложения на аммиак и воду.

Формулу аммонийного основания правильно записывать так: . В химических уравнениях будем использовать другую формулу — . Такая запись указывает на сходство водного раствора аммиака с растворами щелочей по химическим свойствам. Кроме формулы для гипотетического соединения используют название «аммоний гидроксид».
 

Реакции с кислотами: Раствор аммиака благодаря основным свойствам взаимодействует почти со всеми кислотами. Это — реакции нейтрализации, в результате которых образуются соли аммония.
 

Это интересно: Аммиак реагирует с активными металлами как кислота: 

Химическое уравнение проведенной реакции:

Превратим молекулярное уравнение в ионно-молекулярное, учитывая, что аммонийное основание является слабым (количество ионов и в растворе незначительно), а аммоний хлорид — растворимым в воде ионным соединением:

Аммиак может взаимодействовать с хлороводородом и в отсутствие воды. Часто проводят соответствующий опыт, известный под названием «Дым без огня». Одну стеклянную палочку погружают в концентрированный раствор аммиака, другую — в концентрированную хлоридную кислоту. Затем палочки сближают. Появляется белый дым (рис. 28). Он состоит из очень мелких кристалликов аммоний хлорида — продукта реакции между газами (аммиак и хлороводород постоянно выделяются из капель растворов, которые остались на палочках):

Такой же эффект можно наблюдать, если поставить рядом стаканы с указанными растворами.

Реакции с солями: Аммиак в водном растворе взаимодействует со многими солями. Реакции происходят в случае образования нерастворимого в воде основания или амфотерного гидроксида:

Окислительно-восстановительные реакции: Нитроген в аммиаке имеет минимальную степень окисления, равную -3. Поэтому это соединение может быть восстановителем. В атмосфере кислорода (но не на воздухе) аммиак горит с образованием азота и водяного пара (рис. 29):

Если реакция происходит при наличии катализатора (платины), то вместо азота образуется питроген(П) оксид:

Получение: В лаборатории аммиак получают, нагревая смесь соли аммония с избытком щелочи или кальций гидроксида:

Поскольку аммиак легче воздуха, его собирают в сосуд, перевернутый вверх дном (рис. 30).

В промышленности аммиак производят в большом количестве, осуществляя реакцию между простыми веществами — азотом и водородом. Этот процесс называют синтезом¹ аммиака.

Азот для производства аммиака получают из воздуха, который сначала сильно охлаждают до превращения в жидкость, а затем постепенно повышают температуру. Азот выделяется из жидкого воздуха раньше, чем кислород, поскольку имеет более низкую температуру кипения.
Водород получают взаимодействием природного газа с водяным паром:

Азот и водород очищают и осушают. Соотношение объемов этих газов в смеси, которую подают в колонну синтеза аммиака (рис. 31), отвечает химическому уравнению

и составляет 1:3.

Реакцию между азотом и водородом осуществляют при температуре 450—500 °C, давлении 200—300 атм и наличии катализатора.
В указанных условиях в аммиак превращается лишь 20—25 % взятого количества реагентов. Из промышленной установки вместе с аммиаком выходят азот и водород, которые не прореагировали. Смесь этих трех газов охлаждают. Аммиак превращается в жидкость, а газы азот и водород возвращают в технологический процесс, добавляя к исходной азотоводородной смеси. Так добиваются максимального использования веществ.
Полученный аммиак сжижают под давлением и загружают в цистерны (рис. 32).

Применение. Аммиак широко используют в различных отраслях (схема 3).
 

Схема 3

Выводы:

• Аммиак — газ с резким запахом, хорошо растворимый в воде. Соединение состоит из полярных молекул.
• Водный раствор аммиака проявляет основные свойства. Он взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония, а также реагирует с солями.
• Производство аммиака осуществляют, проводя реакцию между азотом и водородом. В лаборатории это соединение получают нагреванием смеси соли аммония со щелочью или кальций гидроксидом.

Аммиак широко применяют на практике.

Соли аммония

Соли аммония отличаются от других солей тем, что содержат сложные катионы . Это кристаллические, растворимые в воде соединения (см. форзац II); они диссоциируют на ионы, которыми образованы:

Большинство солей аммония бесцветны, а окраска, например, аммоний дихромата обусловлена анионами (рис. 34).
Некоторые соли аммония при слабом нагревании плавятся (аммоний нитрат — при температуре 170 °C), многие разлагаются еще до плавления.

Соли аммония, как и соли металлических элементов, вступают в реакции обмена:

• с кислотами

• со щелочами

• с солями

 

Реакции солей аммония со щелочами используют для получения аммиака в лаборатории. Кроме того, такая реакция является качественной на ионы аммония: аммиак, который выделяется, легко обнаружить по запаху (сами соли — хлорид, сульфат или нитрат аммония — запаха не имеют).
Все соли аммония при нагревании разлагаются. При этом в большинстве случаев образуются аммиак и соответствующие кислоты (или продукты их разложения):

Разложение аммоний дихромата является окислительно-восстановительной реакцией:

Соответствующий опыт имеет название «Химический вулкан». На керамическую плитку насыпают горкой небольшое количество аммоний дихромата (оранжевое кристаллическое вещество). К соединению подносят зажженную спичку и держат несколько секунд, пока не начнется реакция. Ее протекание напоминает извержение вулкана (рис. 36): оранжевые кристаллики вещества, раскаляясь, превращаются в темнозеленый «пепел» — хром(Ш) оксид, а из-под твердых частичек веществ выделяются газы — азот и водяной пар.

Некоторые соли аммония применяют на практике. Аммоний нитрат (тривиальное название — аммиачная селитра), аммоний сульфат , а также аммонийные кислые соли ортофосфатной кислоты (§ 12) являются эффективными минеральными удобрениями. Аммоний хлорид используют в сухих гальванических элементах. Соль добавляют на хлебокомбинатах и кондитерских фабриках в тесто для его разрыхления при выпекании. Это соединение уже при слабом нагревании полностью разлагается с образованием лишь газообразных веществ.

Выводы:

• Соли аммония содержат сложные катионы . Это кристаллические вещества, растворимые в воде. Почти все они бесцветны, а окраска некоторых соединений обусловлена анионами.
• Соли аммония вступают в реакции обмена с кислотами, щелочами, другими солями, а при нагревании разлагаются.
• Некоторые соли аммония получили практическое применение.

Расчеты по химическим уравнениям (I)

Относительный выход продукта реакции: Осуществление любого технологического процесса невозможно без потерь веществ. Потери происходят уже при транспортировке сырья, его измельчении, растворении, загрузке в реакторы. Многие реакции, проводимые на химических заводах, обратимы. Поэтому достичь полного превращения ’исходных веществ в целевые продукты не удается. Кроме того, иногда одновременно с основной реакцией происходит другая (побочная), и часть реагентов расходуется па образование посторонних веществ. Если производство состоит из нескольких стадий, потери веществ увеличиваются. Таким образом, продукта всегда получаем меньше, чем рассчитано по химическому уравнению.

Величину, характеризующую полноту протекания химической реакции или степень превращения одного вещества в другое, называют относительным выходом продукта реакции. Эту величину обозначают греческой буквой (эта) и вычисляют по формулам

а если в результате реакции образуется газ — еще и по формуле

ГДе , и  — полученные количество вещества, масса или объем вещества ; ,. и — количество вещества, масса или объем вещества , рассчитанные по химическим уравнениям.
Покажем, как решают задачи на вычисление относительного выхода продукта реакции и как используют эту величину в химических расчетах.
 

Пример №4

Из 46,8 г натрий хлорида в результате реакции с достаточным количеством концентрированной сульфатной кислоты получено 21,9 г гидроген хлорида. Найти относительный выход продукта реакции.

Дано:    

Найти:

Решение
1- й способ

1. Записываем уравнение реакции:

2. Вычисляем количество вещества гидроген хлорида, которое должно образоваться из 46,8 г (при отсутствии потерь).

Согласно уравнению реакции, из 2 моль  образуется 2 моль , т. е. такое же количество вещества гидроген хлорида:

3. Находим количество вещества полученного гидроген хлорида:

4. Рассчитываем относительный выход продукта реакции:

2-й способ

1.  Записываем уравнение реакции: 
2. Вычисляем массу гидроген хлорида, которая должна образоваться из 46,8 г (при отсутствии потерь).

Делаем подготовительную запись:

По химическому уравнению
из 2 • 58,5 г образуется 2 • 36,5 г , из 46,8 г

3. Рассчитываем относительный выход продукта реакции:

Ответ:.

Пример №5

Вычислить объем водорода, находившегося в смеси с азотом, если в результате реакции между веществами образовалось 5,6 м³ аммиака с относительным выходом 20 %.
Дано:

Найти:

Решение:
1. Записываем уравнение реакции:
2. Вычисляем объем водорода, который вступил в реакцию, используя закон объемных соотношений газов.
Согласно уравнению реакции, из каждых образуется

3. Рассчитываем объем водорода, который был в смеси с азотом.
Поскольку относительный выход аммиака составил 20 %, то прореагировало 20 % взятого водорода. Отсюда

Ответ:
Некоторые технологические процессы являются многостадийными. Так, производство сульфатной кислоты состоит из трех стадий. Если сырьем является пирит, то происходят такие реакции:

На каждой стадии одно сульфурсодержащее соединение превращается в другое. Атомы Сульфура «переходят» из пирита сначала в сульфур(1У) оксид, далее — в сульфур(¥1) оксид и, наконец, в сульфатную кислоту. Сопоставляя формулы этих соединений, приходим к выводу, что из 1 моль должно образоваться 2 моль , затем — 2 моль и после третьей стадии — 2 моль :

Если нужно выяснить, какая масса кислоты может образоваться из определенной массы пирита, то расчет проще выполнить с помощью одного математического действия, использовав стехиометрическую¹ схему

вместо последовательного проведения вычислений по трем уравнениям реакций.

Расчеты по химическим уравнениям в случае избытка одного из реагентов

Для осуществления некоторых реакций ученые или технологи берут одного из реагентов больше, чем необходимо по химическому уравнению, т. е. в избытке. Это обеспечивает достаточную скорость реакции не только в ее начале, но и к завершению.

Иногда нужно осуществить реакцию в смеси веществ, количественный состав которой известен. В этом случае с помощью расчета по химическому уравнению выясняют, достаточно ли каждого вещества для взаимодействие с другим веществом. Если окажется, что один из реагентов взят в избытке, то по массе другого реагента (он полностью вступит в реакцию), его количеству вещества или объему вычисляют массу, количество вещества или объем продукта, которые должны образоваться.

Решим задачи на расчеты по химическим уравнениям, когда один из реагентов имеется в избытке.    ,
 

Пример №6

Для проведения реакции взяли 9,2 г натрия и 35,5 г хлора. Вычислить массу образовавшегося натрий хлорида.

Дано:

Найти:

Решение
1. Выясняем, полностью ли вступит в реакцию каждое вещество.
Определяем количества вещества натрия и хлора:

Согласно химическому уравнению

с каждыми 2 моль натрия взаимодействует 1 моль хлора. С 0,4 моль натрия должны прореагировать 0,2 моль хлора, но взято 0,5 моль хлора. Следовательно, не весь хлор вступит в реакцию (его останется 0,3 моль).

2. Вычисляем количество вещества натрий хлорида по количеству вещества натрия (металл прореагирует полностью):

3. Находим массу натрий хлорида: 

Ответ:
 

Пример №7

Для получения феррум(II) сульфата по реакции железа с разбавленной сульфатной кислотой рекомендуют использовать 10 %-й избыток кислоты. Вычислить массу сульфатной кислоты, которая должна быть в растворе, необходимом для получения 20 г феррум(II) сульфата.
Дано:

Найти:

Решение
1.    Составляем химическое уравнение:
2.    Вычисляем массу сульфатной кислоты, которая реагирует с железом с образованием 20 г феррум(II) сульфата.
По химическому уравнению
из 98 г образуется, а по условию задачи
из

3.    Находим общую массу сульфатной кислоты, которая должна быть в растворе с учетом ее 10 % -го избытка:

Ответ:
 

Выводы:

Полноту химического превращения характеризуют относительным выходом продукта реакции. Его рассчитывают делением полученного количества вещества или массы продукта реакции на количество вещества или массу продукта, которые должны образоваться, исходя из химического уравнения.
Для осуществления некоторых реакций берут избыток одного из реагентов. Этим обеспечивают достаточную скорость реакции и максимально возможный выход ее продукта.

Задачи на вычисление или использование относительного выхода продукта реакции, а также на определение избытка одного из реагентов решают с привлечением соответствующих химических уравнений.

Оксиды неметаллических элементов

С соединениями, которые называют оксидами, вы подробно ознакомились в 8 классе. Оксиды являются бинарными соединениями Оксигена, в которых степень окисления этого элемента равна -2.
 

Гидроген пероксид и оксиген фторид не относят к оксидам. В первом соединении Оксиген имеет степень окисления -1, а во втором +2.
Общая формула оксидов — . Почти все неметаллические элементы образуют оксиды. Исключениями являются Флуор и три инертных элемента — Гелий, Неон, Аргон.

Для большинства неметаллических элементов существует по несколько оксидов, а для Бора и Гидрогена — по одному. Больше всего оксидов образует Нитроген; их формулы — .

Таблица 3 

Формулы важнейших оксидов неметаллических элементов (кроме воды) приведены в таблице 3.

Оксиды  называют высшими. В таком оксиде степень окисления элемента совпадает с номером группы, в которой он находится. Общие формулы высших оксидов для элементов каждой группы помещены во вспомогательной строке периодической системы (форзац I).
Для оксидов преимущественно используют химические названия. Если элемент образует несколько оксидов, то после названия элемента в скобках указывают римской цифрой его степень окисления, причем без знака «плюс»: сульфур(IV) оксид, карбон(II) оксид.
 

Некоторые оксиды имеют еще и тривиальные названия. Среди них — соединения с формулами (угарный газ), (углекислый газ),  (сернистый газ).

Строение соединений: Почти все оксиды неметаллических элементов состоят из молекул. В них ковалентные связи между атомами являются полярными, а сами молекулы могут быть полярными и неполярными.

Силиций(IV) оксид имеет атомное строение (рис. 38).
Физические свойства. Оксиды неметаллических элементов в обычных условиях пребывают в различных агрегатных состояниях. Так, соединения являются газами (первые два имеют характерные запахи), — жидкость, а оксиды — твердые вещества.
Интересный факт связан с существованием двух оксидов Нитрогена(IV). Один оксид имеет формулу (бурый газ), второй — (бесцветная жидкость или белое твердое вещество). При охлаждении соединение превращается в , а при нагревании происходит обратная реакция.
Соединения и многие другие оксиды неметаллических элементов растворяются в воде (рис. 39), взаимодействуя с ней и превращаясь в кислоты.

Химические свойства: Почти все оксиды неметаллических элементов относятся к кислотным оксидам. Оксиды и являются несолеобразующими. Они не реагируют со щелочами и кислотами, а солей, соответствующих этим оксидам, не существует.
 

Реакции с водой: Бы знаете, что кислотные оксиды взаимодействуют с водой с образованием кислот:

Оксид отличается от других кислотных оксидов тем, что не имеет «собственной» кислоты. Продуктами его реакции с водой являются две кислоты — нитратная и нитритная:

Это — окислительно-восстановительная реакция; в ней окисляется и восстанавливается один и тот же элемент — Нитроген. Часть его атомов повышает степень окисления от +4 до +5 (в соединении ), а другая — понижает от +4 до +3 (в соединении ).

Кислотные свойства высших оксидов неметаллических элементов в каждом периоде усиливаются слева направо. В этом же направлении возрастает сила соответствующих кислот. Например, оксид не взаимодействует с водой, а активно вступает в реакцию с ней; кислота является очень слабой, а — кислота средней силы.

Существует еще одна закономерность: чем выше валентность неметаллического элемента в оксиде, тем в большей мере выражены кислотные свойства у оксида и соответствующей кислоты. Так, в обычных условиях реакция оксида с водой является обратимой, а оксид взаимодействует с ней полностью; кислота относится к кислотам средней силы, a — сильная кислота.

Это интересно Фосфор(V) оксид используют в научных исследованиях для осушки газов.

Реакции с основными и амфотерными оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами. Вам известно, что при взаимодействии кислотных оксидов с соединениями основной или амфотерной природы образуются соли.

Нитроген(IV) оксид, реагируя со щелочами, образует соли нитратной и нитритной кислот:
 

Другие реакции: Некоторые оксиды могут взаимодействовать с кислородом или разлагаться с образованием других оксидов:

Оксид , будучи нелетучим, при нагревании реагирует с солями, образованными летучими кислотными оксидами:

Получение оксидов. Многие оксиды неметаллических элементов можно получить, осуществив реакцию между неметаллом и кислородом. Эти превращения, как правило, сопровождаются выделением теплоты, а нередко и горением веществ. Не взаимодействуют с кислородом галогены и инертные газы. Соответствующие оксиды получают, проводя другие реакции.
Если для элемента существует несколько оксидов, то предугадать, какой из них образуется в результате реакции неметалла с кислородом, не всегда удается. Продуктом горения углерода на воздухе является углекислый газ (иногда — с примесью угарного газа ), а продуктом горения серы — сернистый газ (с примесью оксида ). Взаимодействие азота и кислорода, которое происходит при очень высокой температуре, приводит к образованию нитроген(II) оксида , хотя существуют другие оксиды Нитрогена.

Применение: Оксиды многих неметаллических элементов используют на практике.

Углекислый газ применяют в средствах для тушения пожаров. Он не поддерживает горения и, будучи тяжелее воздуха, изолирует от него горящие предметы или вещества. Современные огнетушители (рис. 40) содержат жидкий карбон(IV) оксид, а в их предшественниках углекислый газ образовывался в результате реакции соды с сульфатной кислотой. Добавление углекислого газа в воздух теплиц ускоряет созревание ранних овощей. Этот газ используют для приготовления газированных напитков.

Песок, состоящий в основном из силиций(IV) оксида, применяют в строительстве, для производства стекла, бетона.

Оксиды и являются промежуточными продуктами в производстве нитратной кислоты, a — сульфатной. Карбон(II) оксид входит в состав горючих газовых смесей и служит исходным веществом для синтеза метанола. Из фосфор(V) оксида производят часть ортофосфатной кислоты .
 

Оксиды неметаллических элементов и окружающая среда: Особое значение среди всех оксидов для окружающей среды имеет вода. Это вещество принимает участие в геологических процессах, изменяет рельеф планеты, влияет на климат и погоду. Все процессы в живых организмах происходят в водных растворах.

Роль карбон(IV) оксида, или углекислого газа, не менее важна. Это соединение вместе с водой принимает участие в фотосинтезе, регулирует тепловой баланс на Земле.
 

Парниковый эффект: Нагретая Солнцем поверхность нашей планеты отдает в космическое пространство часть полученной тепловой энергии в виде инфракрасных лучей. Углекислый газ способен поглощать эти лучи¹ и, несмотря на незначительное содержание в атмосфере (), задерживает часть теплоты на Земле (рис. 41).

Такое явление называют парниковым эффектом. Ныне растения не успевают поглощать в процессе фотосинтеза углекислый газ, который выделяют промышленные и теплоэнергетические предприятия, а также автотранспорт. Ученые допускают, что на планете скоро может потеплеть на несколько градусов. Растает значительное количество льда в

Арктике и Антарктиде (рис. 42), повысится уровень Мирового океана, и будут затоплены большие территории. Для того чтобы предотвратить это, необходи-
мо ограничить поступление углекислого газа в атмосферу, постепенно заменяя тепловую энергетику другой, в том числе альтернативной, уменьшая потребление топлива и горючего, а также расширять площади зеленых насаждений.
 

Кислотные осадки: Оксиды Нитрогена и Сульфура являются одними из основных загрязнителей воздуха. При высокой температуре, которая достигается при горении топлива и горючего, азот начинает взаимодействовать с кислородом. Образующийся нитроген(II) оксид реагирует с кислородом уже в обычных условиях:

Сульфур(IV) оксид попадает в воздух при сжигании угля¹, а также с газовыми выбросами при обжиге сульфидных руд:

Оксиды и взаимодействуют с атмосферной влагой. Продуктами этих реакций являются нитратная, нитритная и сульфитная кислоты, а сульфитная еще и окисляется кислородом в сульфатную кислоту:

Эти кислоты вместе с дождем и снегом попадают на земную поверхность.
Кислотные осадки наносят большой ущерб окружающей среде. Они уменьшают урожаи сельскохозяйственных культур, вызывают различные заболевания у животных и людей, разрушают здания и памятники из мрамора, известняка (рис. 43), усиливают коррозию металлических изделий. Кроме того, оксиды и принимают участие в образовании смога над большими городами и промышленными центрами.

Предотвратить образование оксидов Нитрогена можно, снизив температуру сгорания топлива и горючего. С целью уменьшения выбросов сернистого газа теплоэнергетические предприятия отдают предпочтение топливу с меньшим содержанием Сульфура, а отработанные газы очищают от сульфур(IV) оксида пропусканием через водную суспензию кальций гидроксида, раствор натрий сульфита либо распыляют в них мел, негашеную известь.
 

Физиологическое действие оксидов: Большинство оксидов неметаллических элементов токсичны. Угарный газ очень ядовит. Он не имеет запаха, и человек его не ощущает. Нередки случаи смертельного отравления людей угарным газом из-за плохой тяги в домах с печным отоплением, а также в гаражах при длительной работе автомобильного двигателя.

В течение часа двигатель автомобиля может «выработать» от 3 до 6 м³ угарного газа. В современных автомобилях выхлопные газы проходят через катализаторы. Благодаря им происходят реакции карбон(II) оксида и остатков горючего с кислородом воздуха. Продуктами таких реакций являются углекислый газ и вода.

Углекислый газ не считают токсичным веществом. Однако, если объемная доля этого газа в воздухе достигает 0,25 %, человек начинает ощущать удушье. Высокая концентрация карбон(1У) оксида может привести к смерти из-за остановки дыхания.

Выводы:

Сульфатная кислота

Сульфатная, или серная, кислота имеется в каждом школьном химическом кабинете. Вам хорошо известна ее формула — .
 

Строение молекулы: Сульфатная кислота, как и другие кислоты, — молекулярное соединение (рис. 44). Графическая формула молекулы:

Это интересно :Сульфатную кислоту раньше называли купоросным маслом.
 

Физические свойства: В обычных условиях чистая сульфатная кислота — бесцветная маслянистая жидкость без запаха, которая почти вдвое тяжелее воды (р = 1,83 г/см3). Температура плавления соединения составляет +10,3 °C, а кипения +280 °C. При кипении кислота начинает разлагаться на сульфур(VI) оксид и воду.

Сульфатная кислота неограниченно растворяется в воде, т. е. смешивается с ней в любых соотношениях, образуя раствор. Растворение кислоты в воде сопровождается выделением большого количества теплоты. Для того чтобы из концентрированной сульфатной кислоты приготовить ее разбавленный раствор, кислоту добавляют в воду, а не наоборот. Тогда температура жидкости возрастает медленнее, и удается предотвратить ее закипание и разбрызгивание.
 

Химические свойства: Сульфатная кислота благодаря наличию в молекуле двух ковалентных полярных связей является двухосновной. Ее диссоциация по первой стадии в разбавленном растворе происходит почти полностью (это сильная кислота), а по второй — частично:

Однако в ионно-молекулярных уравнениях сульфатную кислоту принято записывать такой совокупностью ионов: .
 

Реакции с металлами. Сульфатная кислота взаимодействует почти со всеми металлами. Возможность этих реакций, а также состав их продуктов зависят от концентрации кислоты и химической активности металла. Металл всегда является восстановителем. Поэтому сульфатная кислота, реагируя с ним, выполняет роль окислителя и восстанавливается.
В молекуле  могут восстанавливаться (понижать степень окисления) два элемента — Гидроген и Сульфур.
 

Если с металлом взаимодействует разбавленная сульфатная кислота, то восстанавливается Гидроген. Продукты реакции — сульфат металлического элемента и водород:

Напоминаем, что «вытеснять» водород из кислот могут металлы, расположенные в ряду активности перед ним. С разбавленной сульфатной кислотой не реагируют медь (рис. 45, а), ртуть, золото, платина, другие химически пассивные металлы.
 

Если реагентом является концентрированная сульфатная кислота, то восстанавливается Сульфур. С концентрированной кислотой реагируют также металлы, которые расположены в ряду активности после водорода (кроме золота и платины). Чем активнее металл, тем сильнее восстанавливается

Сульфур: Малоактивные металлы восстанавливают кислоту до (рис. 45, б), а очень активные — до :

В случае участия в реакции металла средней активности образуется сера или одновременно происходят две реакции — с образованием и или и . 
 

Если в холодную концентрированную сульфатную кислоту поместить кусочек железа, то мы не заметим взаимодействия веществ. На самом деле кислота начинает реагировать с металлом:

Однако реакция сразу прекращается, так как на поверхности металла образуется тонкая пленка феррум(III) оксида, инертная по отношению к кислоте (оксид реагирует с кислотой только при нагревании). Это явление называют пассивацией. Аналогично ведет себя в такой ситуации алюминий.
 

Реакции со сложными веществами. Сульфатная кислота взаимодействует с основными и амфотерными оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами с образованием в каждом случае соли (сульфата) и воды. Будучи нелетучей и сильной кислотой, она вступает в реакции обмена с большинством солей.

Чистая сульфатная кислота, а также ее концентрированный раствор разрушают бумагу, ткани, древесину, полимерные материалы (рис. 46). Одной из причин являются водоотнимающие свойства этой кислоты. Она хорошо поглощает и водяной пар.
 

Применение: Сульфатную кислоту широко используют на практике (схема 4).
 

Сульфаты: Сульфатная кислота образует соли, общее название которых — сульфаты (рис. 47). Большинство сульфатов растворяется в воде. При выпаривании их растворов часто выделяются кристаллогидраты, например. Малорастворимыми являются соли и , а практически нерастворимыми — и . Образовала барий сульфата используют как качественную реакцию на ионы .

Схема 4

Водорастворимые сульфаты проявляют свойства, характерные для солей, и могут реагировать со щелочами, другими солями:

Поскольку сульфатная кислота является сильной и нелетучей, то сульфаты, как правило, не взаимодействуют с другими кислотами.

Многие сульфаты применяют на практике. Натрий сульфат используют в производстве соды и стекла. Калий сульфат является калийным удобрением. Кальций сульфат, дигидрат, или гипс , используют в строительстве, монументальном искусстве, медицине (рис. 48). Купрум(II) сульфат, пентагидрат, или медный купорос , применяют в сельском хозяйстве против болезней и вредителей растений.

Выводы:

• Сульфатная кислота — бесцветная маслянистая жидкость без запаха, которая неограниченно растворяется в воде. Это сильная и нелетучая двухосновная кислота. Она взаимодействует с металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами, а также солями с образованием сульфатов.
• Сульфатную кислоту и ее соли широко применяют в различных отраслях.

Нитратная кислота

Нитратная, или азотная, кислота — одна из важнейших кислот (рис. 49). Степень окисления Нитрогена в ней равна +5 и является наивысшей для этого элемента.
 

Физические свойства: Чистая нитратная кислота в обычных условиях — бесцветная жидкость с неприятным запахом, которая тяжелее воды (р = 1,513 г/см3). Это летучая кислота; ее температура кипения при нормальном давлении равна +83 °C. Соединение смешивается с водой в любых соотношениях, образуя раствор.
 

Химические свойства: Нитратная кислота относится к сильным кислотам. В разбавленных растворах она почти полностью диссоциирует на ионы:

Реакции с металлами. Нитратная кислота взаимодействует почти со всеми металлами за исключением наиболее пассивных — золота, платины. В результате этих реакций водород не выделяется. Причина состоит в том, что атом Нитрогена в степени окисления +5, находящийся в молекуле HNO3, проявляет ббльшую способность присоединять электроны, чем атом Гидрогена в степени окисления +1. Таким образом, окислителем в азотной кислоте является Нитроген, а не Гидроген.
Восстановление кислоты может происходить до оксидов , азота и аммоний нитрата¹ . Если реагентом является концентрированный раствор кислоты, то Нитроген независимо от активности металла восстанавливается до степени окисления +4:

В разбавленном растворе кислота восстанавливается как минимум до нитроген(II) оксида . Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты в растворе, тем существеннее понижается степень окисления Нитрогена. Проиллюстрируем два крайних случая реакциями с серебром (очень пассивный металл) и магнием (очень активный металл):

Холодная концентрированная нитратная кислота, как и концентрированная сульфатная, пассивирует алюминий, железо, некоторые другие металлы.
 

Реакции со сложными веществами. Нитратная кислота реагирует с основными и амфотерными оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами, многими солями. Среди продуктов всех этих реакций — соли нитратной кислоты (нитраты).

Термическое разложение. При нагревании или на свету концентрированная нитратная кислота разлагается с образованием нитроген(IV) оксида (бурый газ), благодаря которому приобретает желтую окраску (рис. 50) и неприятный запах:

Можно было ожидать, что продуктами разложения будут вода и оксид , от которого происходит кислота. Однако нитроген(V) оксид неустойчив даже в обычных условиях () и потому не образуется.
Нитратная кислота токсична. Она вызывает ожоги, пожелтение кожи.
 

Применение: Нитратную кислоту используют во многих отраслях (схема 5).

Схема 5

Нитраты: Нитратная кислота образует соли — нитраты (рис. 51). Это кристаллические, растворимые в воде соединения. При выпаривании их растворов в большинстве случаев образуются кристаллогидраты.

Нитраты проявляют все характерные свойства солей. Они вступают в реакции обмена со щелочами, другими солями, некоторыми кислотами.
Нитраты, как и нитратная кислота, разлагаются при нагревании. Известны три варианта таких превращений.
1. Соли щелочных и щелочноземельных элементов (кроме Магния) разлагаются на нитриты (соли нитритной кислоты ) и кислород:

2. Нитраты большинства металлических элементов (им соответствуют металлы в ряду активности от магния до меди включительно) разлагаются на оксиды этих элементов, нитроген(IV) оксид и кислород (рис. 52):

Эта реакция по своим продуктам напоминает реакцию разложения нитратной кислоты (с. 77).
3.  Соли Аргентума и Меркурия разлагаются с образованием соответствующих металлов (оксиды этих элементов недостаточно устойчивы к нагреванию):

Варианты термического разложения нитратов обобщены на схеме 6.

Схема 6

Некоторые нитраты широко используют на практике. Соли и являются азотными удобрениями, a — комбинированным, азотно-калийным удобрением. Нитраты Калия, Натрия и аммония применяют в производстве взрывчатых веществ, а Лития, Стронция и Бария — в качестве компонентов пиротехнических смесей.

Выводы:

• Нитратная кислота — бесцветная жидкость с неприятным запахом, которая неограниченно растворяется в воде, а при нагревании разлагается. Это сильная и летучая кислота.
• Нитратная кислота взаимодействует с металлами. В результате этих реакций водород не выделяется, а происходит восстановление атомов Нитрогена, которое зависит от концентрации кислоты и активности металла.
• Нитратная кислота вступает в реакции с основными и амфотерными оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами, а также солями с образованием нитратов.
• Соли нитратной кислоты — кристаллические вещества, растворимые в воде. Они вступают в реакции обмена со щелочами, другими солями, некоторыми кислотами, разлагаются при нагревании. Продукты термического разложения нитратов зависят от положения соответствующих металлов в ряду активности.
• Нитратная кислота и некоторые нитраты получили широкое применение в различных отраслях.

Ортофосфатная кислота

Это одна из важнейших неорганических кислот. Ее формула — . Раньше эту кислоту называли ортофосфорной.

Ортофосфатная кислота — белое гигроскопичное твердое вещество с температурой плавления +42,5 °C. Соединение неограниченно растворяется в воде.
 

Химические свойства. Поскольку в молекуле ортофосфатной кислоты имеются три гидроксогруппы (рис. 53), она является трехосновной.
Ортофосфатная кислота относится к кислотам средней силы.
В ионно-молекулярных уравнениях кислоту записывают в недиссоциированной форме, которая в растворе преобладает.
 

Реакции со сложными веществами. Ортофосфатная кислота реагирует с соединениями основной и амфотерной природы (оксидами, гидроксидами) с образованием солей — ортофосфатов.

В результате аналогичных реакций могут образовываться не только средние («нормальные») соли

но и кислые соли (при условии избытка кислоты):

Кислая соль — продукт неполного замещения атомов Гидрогена в молекуле многоосновной кислоты на атомы (точнее — ионы) металлического элемента¹.

В составе кислых солей имеются гидроген-содержащие анионы кислотных остатков. Эти ионы существуют и в водных растворах солей такого типа.

Приводим схемы электролитической диссоциации кислых ортофосфатов Натрия:

Название кислой соли состоит из двух слов. Первое слово является названием металлического элемента, который образует соль, а второе — названием аниона, начинающимся с указания числа в нем атомов Гидрогена (если их два или более):

Поскольку — нелетучая кислота средней силы, то с ней реагируют соли слабых, летучих, неустойчивых кислот:

Ортофосфатная кислота взаимодействует со своими средними солями, превращая их в кислые соли:

Реакции с металлами. Степень окисления +5 для Фосфора самая характерная. Поэтому этот элемент в ортофосфатной кислоте не проявляет окислительных свойств (отличие от Нитрогена в нитратной кислоте). В результате реакций кислоты с металлами функцию окислителя выполняет Гидроген.

Соединение взаимодействует лишь с теми металлами, которые расположены в ряду активности слева от водорода, и водород является одним из продуктов реакций. Для осуществления реакции металла с ортофосфатной кислотой берут ее избыток, чтобы образовался растворимый дигидрогенортофосфат:

Получение. Один из методов получения ортофосфатной кислоты основан на реакции фосфора(V) оксида с водой

а другой — на реакции обмена между кальций ортофосфатом и сульфатной кислотой:

Применение: Ортофосфатную кислоту используют в производстве удобрений, кормовых фосфатов для животноводства, в пищевой промышленности (ее небольшое количество содержится в кока-коле, некоторых других напитках), для очистки металлических поверхностей и создания антикоррозионных покрытий.

Ортофосфаты: Большинство средних ортофосфатов не растворяются в воде; растворимыми являются соли Натрия, Калия, аммония. Кислые соли ортофосфатной кислоты имеют, как правило, большую растворимость, чем средние. Образование желтого осадка аргентум ортофосфата (рис. 54) используют для обнаружения ионов в растворе.
Выше отмечалось, что средние ортофосфаты можно превратить в кислые, действуя на них ортофосфатной кислотой. Противоположные превращения происходят с участием щелочей:

Среди солей ортофосфатной кислоты наибольшее применение получили соединения Кальция и аммония (в качестве фосфорных удобрений, § 12), а также Натрия (как моющие средства и вещества для умягчения воды). Кислые ортофосфаты Кальция, Натрия, аммония служат кормовыми добавками в животноводстве. Некоторые из этих солей входят в состав зубных паст; они способствуют удалению зубного налета.

Выводы:

Ортофосфатная кислота — белое твердое вещество, неограниченно растворимое в воде. Это трехосновная нелетучая кислота средней силы.

Ортофосфатная кислота взаимодействует с активными металлами, основными и амфотерными оксидами, основаниями, амфотерными гидроксидами и некоторыми солями с образованием ортофосфатов. При избытке этой кислоты образуются кислые соли — продукты неполного замещения атомов Гидрогена в молекуле кислоты на атомы (ионы) металлического элемента.
Ортофосфатную кислоту и ее соли используют в производстве минеральных удобрений, животноводстве, пищевой промышленности.

Минеральные удобрения

Издавна было замечено, что растения лучше развиваются и дают большие урожаи, если в почву добавлять навоз, птичий помет. Ученые выяснили, что растениям для их полноценного развития необходимы определенные элементы.

В наибольших количествах растения усваивают Карбон, Оксиген, Гидроген, Нитроген, Фосфор и Калий. Эти элементы были названы макроэлементами. Из углекислого газа, имеющегося в воздухе, в растения поступают Карбон и Оксиген, а из воды — Оксиген и идроген. Нитроген, Фосфор и Калий растения извлекают из почвенного раствора, в котором содержатся ионы (рис. 55). Из атомов и ионов макроэлементов в растениях образуются углеводы, белки, жиры, нуклеиновые кислоты, витамины, другие соединения.

Бор, Манган, Феррум, Купрум, Цинк, Кобальт и некоторые другие элементы также необходимы растениям, но в значительно меньшем количестве; это микроэлементы.
 

Удобрения: Почва, на которой выращивают сельскохозяйственные культуры, постепенно истощается, беднеет на элементы, необходимые растениям. Кроме того, вода вымывает из нее растворимые соединения Нитрогена, Фосфора и Калия. Эти потери компенсируют внесением удобрений.
 

Удобрения — вещества, которые вносят в почву для улучшения развития растений.

Различают минеральные и органические удобрения. Основой минеральных удобрений являются неорганические соединения, среди которых преобладают соли. К органическим удобрениям относятся навоз, птичий помет, торф, перегной (остатки после гниения и разложения растений) и т. п.

Юстус Либих (1803—1873)
Выдающийся немецкий химик. Основные исследования осуществил в области органической химии. Выделил много органических соединений, впервые получил хлороформ, уксусный альдегид, открыл молочную и некоторые другие органические кислоты. Автор первой теории катализа. Изучал химию физиологических процессов. Выдвинул химическую теорию брожения и гниения, теорию минерального питания растений (1840). Один из основателей агрохимии. Содействовал внедрению минеральных удобрений в земледелие.
Минеральные удобрения начали сознательно применять в XIX в. Тогда возникла новая наука — агрохимия¹. Предметом ее исследований стали химические и биохимические процессы в почве и растениях. Значительный вклад в становление агрохимии сделал немецкий химик Ю. Либих.

Не все вещества, содержащие необходимые для растений элементы, могут быть удобрениями. Такие вещества должны удовлетворять определенным требованиям. Среди них — достаточная растворимость в воде и нетоксичность.

Промышленность производит различные минеральные удобрения (рис. 56). Их делят на азотные, фосфорные, калийные и комбинированные, которые содержат несколько элементов, необходимых растениям. Важнейшие удобрения приведены в таблице 4.

Таблица 4

Нормы внесения удобрений зависят от вида растения, состава и свойств почвы, других факторов и составляют (на 1 га поля):

• •    для азотных удобрений — от 30 до 100 кг Нитрогена;
• •    для фосфорных — от 60 до 100 кг в пересчете на фосфор(V) оксид;
• •    для калийных — от 45 до 90 кг в пересчете на калий оксид.

Заметим, что оксиды и содержатся в соответствующих удобрениях в «химически связанном» состоянии (например, формулы и можно записать как  и ). Исключением является калий хлорид ; говорить о содержании в нем калий оксида можно лишь условно.

Удобрения вносят, как правило, весной, а малорастворимые (например, преципитат) — преимущественно осенью.
 

Фосфоритная мука (тщательно измельченный фосфорит) почти не растворяется в воде. Ее используют на кислых почвах. Кислоты, которые содержатся в почве, постепенно превращают нерастворимую соль в малорастворимую и растворимую , анионы которых поступают в растения.

Избыток удобрения не увеличивает урожай, а накапливается в растениях, попадает в питьевую воду и может нанести вред здоровью людей. Ранние овощи, выращенные в парниках, рекомендуют употреблять в ограниченном количестве. Они содержат больше остатков удобрений (прежде всего нитратов), чем овощи, которые росли в поле. (Почва в парнике быстро истощается, поэтому в нее вносят больше удобрений.)

Рассмотрим, как вычисляют массовые доли оксидов Фосфора и Калия в соответствующих удобрениях.
 

Пример №8

Массовая доля Фосфора в удобрении составляет 15,5 %. Вычислить массовую долю фосфор(V) оксида в удобрении.
Дано:

Найти:

Решение

1. Согласно условию задачи, в каждых 100 г удобрения содержится 15,5 г Фосфора. Вычисляем, какой массе отвечают 15,5г Фосфора: в 1 моль, или 142 г, содержится 2 моль, или 62 г, Фосфора, в  г — 15,5 г Фосфора;  
2. Рассчитываем массовую долю в удобрении: или 35,5 %.

Ответ:
 

Пример №9

Вычислить условную массовуюдолю калий оксида в калий хлориде, не содержащем примесей.
Дано: 

Найти:

Решение

1. В 1 моль калий оксида , или 94 г соединения, содержится 2 моль Калия. Определяем, какая масса калий хлорида содержит 2 моль Калия:

2. Вычисляем массу калий оксида, в которой содержится столько Калия, сколько его в 100 г калий хлорида: в 149 г содержится 2 моль , что отвечает 94 г , в 100 г  — г ;

Отсюда
Ответ:
 

Производство минеральных удобрений:

Аммоний сульфат и аммоний нитрат производят, осуществляя реакции аммиака с соответствующими кислотами, а мочевину — из аммиака и углекислого газа, нагревая их смесь при повышенном давлении.
Для получения двойного суперфосфата используют реакцию природного фосфата с ортофосфатной кислотой:

Взаимодействием этой кислоты с мелом, известняком или известью получают преципитат, а реакцией кислоты с аммиаком — аммофос.
 

Калий хлорид производят из минерала сильвинита ; при разделении хлоридов используют их различную растворимость в воде. Удобрением служит также природный калий хлорид.

Большинство удобрений выпускают в гранулированном виде. Гранулы при хранении не слеживаются, и удобрение не превращается в глыбу, что нередко случается с порошком или мелкими кристаллами. Аммиак (один из видов азотных удобрений) используют в жидком состоянии (рис. 57) или в виде водного раствора — аммиачной воды.

Ежегодный объем мирового производства азотных удобрений составляет свыше 70 млн т (в перерасчете на Нитроген), фосфорных — свыше 35 млн т (в пересчете на ), а калийных — свыше 30 млн т (в пересчете на ).

Это интересно: На 1 га земной поверхности ежегодно поступает с кислотными атмосферными осадками от 2,5 до 10 кг Нитрогена.
 

Выводы:

• Элементы, необходимые растениям в наибольшем количестве, называют макроэлементами. Это Карбон, Оксиген, Гидроген, Нитроген, Фосфор и Калий.
• Химические и биохимические процессы в почве и растениях изучает наука агрохимия.
• Удобрения — вещества, которые вносят в почву для улучшения развития растений.
• Минеральные удобрения являются неорганическими соединениями.
• Удобрением может быть вещество, которое содержит питательный элемент, является достаточно растворимым и нетоксичным.
• Удобрения вносят в почву с соблюдением определенных норм, которые зависят от вида растения, состава и свойств почвы, других факторов.
• Промышленность выпускает азотные, фосфорные, калийные и комбинированные минеральные удобрения. Для них указывают массовые доли Нитрогена, оксидов Фосфора(V) и Калия.

Нитраты в пищевых продуктах:
Остатки нитратных удобрений в пищевых продуктах, прежде всего в овощах, могут нанести серьезный ущерб здоровью. Попав в организм, ионы восстанавливаются до нитрит-ионов , которые действуют на гемоглобин. Вследствие этого нарушается поступление кислорода к органам и тканям. Кроме того, при участии нитрит-ионов в организме протекают реакции с образованием токсичных соединений.

Для овощей каждого вида, поступающих в торговую сеть, установлено максимально допустимое содержание нитратов. Его определяют с учетом массы и доли различных овощей в нашем питании, а также того, в каком виде мы их потребляем — сыром или после кулинарной обработки. Варка, соление, квашение, маринование овощей снижают содержание в них нитратов (например, варка — на 40—70 %). Заметим, что при кулинарной обработке теряется часть питательных веществ и витаминов.

Карбонатная кислота

Вам известно, что небольшая часть углекислого газа¹, растворенного в воде, взаимодействует с ней и превращается в слабую и неустойчивую карбонатную кислоту (ее тривиальное название — угольная кислота):

Чистая кислота не получена; она существует лишь в водном растворе. В химических уравнениях можно записывать формулу кислоты либо формулы продуктов ее разложения.

Карбонатная кислота (водный раствор углекислого газа) реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных элементов, щелочами, аммиаком. При этом образуются средние соли (карбонаты), а в случае избытка кислоты — кислые соли (гидрогенкарбонаты):

Карбонаты и гидрогенкарбонаты: В состав средних и кислых солей карбонатной кислоты входят анионы или соответственно. Почти все средние карбонаты являются нерастворимыми в воде (исключения — соли щелочных элементов и аммония). Гидрогенкарбонаты растворимы, но получить их из растворов выпариванием воды не удается (кроме соединений щелочных элементов и аммония), поскольку они разлагаются с образованием средних солей:

Средние соли карбонатной кислоты достаточно распространены в природе. Среди них имеются многочисленные минералы (рис. 58).

Это интересно: Химиками еще не получены карбонаты Аурума, Платины, некоторых других металлических элементов.
 

Кальций карбонат входит в состав ракушек, кораллов (рис. 59), яичной скорлупы. Ионы содержатся в пресной и морской воде. Они вместе с катионами и обуславливают временную (карбонатную) жесткость воды.
 

Химические свойства: Все карбонаты и гидрогенкарбонаты взаимодействуют с кислотами (рис. 60). Эта реакция является качест венной на ионы и . В случае их наличия в веществе или растворе выделяется газ без запаха

который при пропускании в известковую воду вызывает ее помутнение:

Растворимые карбонаты реагируют в растворах с солями

, а гидрогенкарбонаты — еще и со щелочами:

Соли карбонатной кислоты при высокой температуре взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Термическое разложение. Карбонаты (кроме солей Натрия и Калия) при нагревании разлагаются на соответствующие оксиды:*

Соль аммония медленно выделяет аммиак уже в обычных условиях:

Кислые соли разлагаются при слабом нагревании (в твердом состоянии или в растворе):

Гидрогенкарбонаты Кальция и Магния постоянно образуются при взаимодействии карбонатных минералов  с углекислым газом, растворенным в природной воде:

При определенном изменении внешних условий (например, при повышении температуры) происходят обратные реакции. Средние соли, выделяясь из воды, нередко образуют в известняковых пещерах карбонатные «сосульки» — сталактиты — и башнеподобные наросты — сталагмиты (рис. 61).
Карбонатная кислота и ее соли не проявляют окислительных свойств.

Применение: Важнейшими для практики солями карбонатной кислоты являются кальций карбонат, натрий карбонат и натрий гидрогенкарбонат. Их использование иллюстрирует схема 7. Соли и получают в промышленности в больших количествах.

Схема 7

Выводы:

Растворение углекислого газа в воде сопровождается образованием небольшого количества карбонатной кислоты. Это слабая двухосновная кислота, которая разлагается в обычных условиях.

Карбонатная кислота реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных элементов, щелочами, аммиаком. При этом образуются средние соли (карбонаты), а в случае избытка кислоты — кислые соли (гидрогенкарбонаты).
Карбонаты вступают в реакции обмена с кислотами, а растворимые — еще щс солями. Гидрогенкарбонаты взаимодействуют с кислотами и щелочами. Соли карбонатной кислоты (кроме средних карбонатов Натрия и Калия) разлагаются при нагревании.

Наибольшее применение получили кальций карбонат, а также карбонат и гидрогенкарбонат Натрия.

Силикатная кислота

Силикатная кислота: Это соединение¹ имеет формулу и существенным образом отличается от других известных вам кислот. Оно представляет собой белое твердое вещество, нерастворимое в воде.

Силикатную кислоту можно получить из водорастворимых силикатов по реакции обмена (рис. 62):

Если взять очень разбавленные растворы реагентов, то образуется объемный аморфный осадок кислоты, а если умеренно концентрированные, то реакционная смесь загустевает и становится похожей на крахмальный клейстер.

Силикатная кислота уже в обычных условиях (лучше — при нагревании) постепенно разлагается на два оксида.

Высушиванием осадка силикатной кислоты получают силикагель. Это — пористое вещество с высокой поглотительной способностью. Гранулы силикагеля (рис. 63) помещают в различное оборудование, приборы, изделия из кожи для поглощения влаги и запаха. Силикагель также используют в качестве носителя для катализаторов — платины, никеля и др.
Силикатная кислота не проявляет большинства химических свойств, характерных для кислот. Будучи нерастворимой в воде, она не действует на индикаторы, не реагирует с металлами, многими оснбвными оксидами, нерастворимыми основаниями, солями, но взаимодействует со щелочами:

Силикаты: Известно большое число солей силикатной кислоты — силикатов. Среди них есть природные (рис. 64) и искусственные. Эти соединения нерастворимы в воде (за исключением солей щелочных элементов), термически устойчивы и тугоплавки. Минерал каолинит является основой глины.

Большинство силикатов — химически пассивные соединения. Лишь водорастворимые соли Натрия и Калия вступают в реакции обмена с кислотами, другими солями.

Растворы силикатов и называют жидким стеклом. Раствор соли — это известный силикатный клей. Жидкое стекло используют для пропитки древесины с целью придания ей огнеупорности.
Используя силикатный клей, можно провести интересный опыт. Если в разбавленный раствор клея поместить по нескольку кристалликов окрашенных, растворимых в воде солей, например феррум(III) хлорида, купрум(II) сульфата, манган(II) сульфата, никель(II) сульфата, то из них будут медленно расти разноцветные «химические водоросли» (рис. 65). Это — смеси нерастворимых силикатов, гидроксидов и силикатной кислоты.
 

Силикатные материалы: Силикаты широко применяют на практике, прежде всего в строительстве. Важнейшими силикатными материалами являются стекло, керамика, цемент.
Стекло (обычное, или оконное) — это однородная смесь (твердый раствор) силикатов Натрия, Кальция и силиций(IV) оксида. Его состав чаще всего выражают с помощью формул оксидов:
Стекло производят, осуществляя реакцию соды и известняка с кварцевым песком при температуре 1400—1500 °C:

Образующийся вязкий расплав стекла пропускают между валиками (рис. 66), и он быстро застывает в виде листа. Посуду, другйе предметы изготовляют из расплавленной стекломассы выдуванием или формованием.
Зеленое и коричневое стекло, из которого делают бутылки (рис. 67), содержит примеси оксидов Феррума. Компонентами стекла для химической посуды являются силиций(IV) оксид, силикаты и бораты Натрия, Калия и Кальция. Оно отличается повышенной химической и термической устойчивостью.
Хрусталь — стекло, содержащее вместо силикатов Натрия и Кальция силикаты и бораты Калия и Плюмбума(II). Оно сильно преломляет свет и играет всеми цветами радуги.
 

Существует еще и кварцевое стекло — чистый переплавленный силиций(IV) оксид. Это стекло почти не изменяет свой объем при изменении температуры. Поэтому при погружении раскаленного кварцевого стакана в холодную воду он не трескается. В отличие от обычного стекла кварцевое пропускает ультрафиолетовые лучи; из него изготовляют лампы для медицины.

Это интересно Стекло начали изготовлять в Египте и Месопотамии в IV тыс. до н. э. Его использовали лишь для украшений.
Древнейшим силикатным материалом, изобретенным человеком, является керамика¹.

Этот материал изготовляют из глины. Ее замешивают с водой, и полученной пластичной массе придают необходимую форму. После термообработки она затвердевает и становится водонепроницаемой. В зависимости от химического состава и технологии различают такие виды керамики: фаянс, фарфор, майолика, терракота. Керамическую основу имеют кирпич, черепица, облицовочная плитка, сантехнические изделия, столовая и лабораторная посуда (рис. 68).

Цемент представляет собой смесь алюминатов и силикатов Кальция, в частности соединений (или ) и (или ). При добавлении воды к цементу его компоненты медленно взаимодействуют с ней, и смесь постепенно затвердевает.

Цемент — вяжущая составляющая бетона. *    Бетон производят, смешивая цемент и песок с
водой. Заливая такой смесью железную арматуру, проволоку, балки, получают железобетон.

Выводы:

Силикатная кислота — белое твердое вещество, нерастворимое в воде. Это слабая двухосновная кислота. Она не действует на индикаторы, не реагирует с металлами, многими основными оксидами, нерастворимыми основаниями, солями, но взаимодействует со щелочами и разлагается при нагревании.
Соли силикатной кислоты называют силикатами. Они нерастворимы в воде (кроме солей щелочных элементов), термически устойчивы и тугоплавки.
Важнейшими силикатными материалами являются стекло, керамика, цемент. Их используют в строительстве, а стекло и керамику — также для изготовления посуды различного назначения, художественных изделий, предметов домашнего обихода

Круговороты веществ и элементов в природе

Каждую секунду на нашей планете происходят физические и химические превращения веществ. Многие из этих превращений периодически повторяются.
 

В природе можно наблюдать явления, в результате которых вещество изменяет свое агрегатное состояние, смешивается с другим веществом или выделяется из смеси.
 

Совокупность природных физических процессов, в которых участвует вещество, называют круговоротом вещества.

На уроках природоведения в 5 классе вы ознакомились с круговоротом воды (рис. 69). Он охватывает огромные массы этого вещества. Попадая на земную поверхность с дождем, снегом, градом, вода впитывается почвой, стекает в озера, реки, моря, океаны, испаряется в атмосферу. Эти процессы многократно повторяются.

В природный круговорот воды все активнее вмешивается человек, осуществляя мелиорацию почв, изменяя русла рек, создавая искусственные моря и каналы. Такие действия, как правило, отрицательно влияют на природу, нарушают экологическое равновесие.

Круговорот в природе свойственен и карбон(IV) оксиду. Большая часть углекислого газа, имеющегося в атмосфере, растворяется в воде рек, морей, океанов. Одновременно происходит обратный процесс — выделение этого соединения из воды.

Круговороты элементов:

Часть изменений, которые происходят с веществами на планете, обусловлена химическими реакциями.
 

Совокупность природных процессов, в результате которых атомы или ионы элемента вследствие химических реакций переходят из одних веществ в другие, называют круговоротом элемента.

Рассмотрим круговороты неметаллических элементов, имеющих наибольшее значение для живых организмов.
 

Круговорот Оксигена: Его основные звенья связаны с реакциями, в которых участвует атмосферный кислород (горение, окисление), и реакциями, в результате которых он образуется. Небольшая часть круговорота Оксигена приходится на взаимопревращение простых веществ — кислорода и озона.

Круговорот Карбона: Карбон — важнейший биоэлемент на Земле. Множество органических соединений содержится в растениях, организмах животных и человека. Углекислый газ находится в атмосфере, а в растворенном состоянии — в гидросфере, которая содержит еще и анионы карбонатной кислоты. Среди минералов встречаются карбонаты многих металлических элементов. Кроме них в литосфере имеются уголь, углеводороды, простые вещества Карбона — графит и алмаз.

Это интересно: Ежедневно взрослый • человек получает с пищей приблизительно 300 г Карбона. Массовая доля этого элемента в организме составляет 21%.

В природном круговороте Карбона (рис. 71) принимают участие неорганические и органические соединения, а в результате деятельности человека — еще и уголь, природный газ, нефть, продукты переработки этих веществ. Основными звеньями круговорота Карбона являются процессы окисления и горения органических соединений с образованием углекислого газа, а также превращения этого оксида в растениях в органические соединения вследствие фотосинтеза. Кроме того, атомы Карбона, имеющиеся в молекулах белков, жиров, углеводов, переходят по «пищевым цепочкам» от растений к животным и человеку.

Баланс в природном круговороте Карбона в XX в. нарушился. В результате интенсивного использования человечеством топлива и горючего доля углекислого газа в атмосфере медленно возрастает, хоть и в незначительной степени, что увеличивает вероятность глобального потепления.
 

Круговорот Нитрогена: Нитроген — биоэлемент, атомы которого входят в состав молекул аминокислот, белков, нуклеиновых кислот. Взаимопревращения соединений Нитрогена в природе очень важны для существования живых организмов.

В круговороте Нитрогена (рис. 72) принимают участие азот, некоторое оксиды Нитрогена, соли аммония, нитратная и нитритная кислоты, нитрогенсодержащие органические вещества.

Незначительная часть атмосферного азота в определенных условиях реагирует с кислородом с образованием оксида , который быстро окисляется до оксида . Это соединение взаимодействует с водой, имеющейся в воздухе. Продуктами реакции являются кислоты — нитратная и нитритная , которые с дождем и снегом попадают на земную поверхность.
Молекулы и ионы нитрогенсодержащих соединений, имеющиеся в почве, переходят в природные растворы, откуда поступают в растения. В каждом растении происходят химические реакции с участием или образованием аминокислот, белков, других веществ. Из растений по пищевым цепочкам Нитроген попадает в организмы животных и человека.

При разложении и гниении органических соединений, находившихся в живых организмах, образуется азот, который выделяется в атмосферу, а также аммиак. Это соединение преимущественно остается в почвенном растворе и превращается в аммонийные соли.

Интенсивное использование человеком топлива и горючего приводит к росту содержания оксидов Нитрогена в воздухе и, вследствие этого, увеличению концентрации нитратной и нитритной кислот в атмосферных осадках.
 

Миграция¹ химических элементов: Атомы, молекулы, ионы в составе простых и сложных веществ постоянно перемещаются в атмосфере, гидросфере, по поверхности Земли, переходят из одной «оболочки» нашей планеты в другую. Такое явление называют миграцией химических элементов.

Десятки и сотни миллионов лет тому назад происходили процессы кристаллизации многочисленных неорганических соединений из расплавленной магмы, их осаждение из природных водоемов, образовывались руды и минералы. С другой стороны, элементы постоянно рассеиваются по планете вследствие растворения веществ в воде, разнесения их ветром.
Различают несколько видов миграции элементов. Механическая миграция — это перенос элементов вместе с веществами, их частицами (молекулами, ионами) водой и ветрами. Преимущественно таким способом «странствует» по планете Силиций. Физико-химическая миграция связана с участием природных веществ в химических реакциях, процессах растворения, осаждения, а также с изменением их агрегатного состояния. Этот вид миграции присущ Карбону. Техногенная миграция элементов является следствием потребления человеком природных ресурсов, переработки полезных ископаемых, производства различных веществ и материалов, использования их на практике, поступления в окружающую среду отходов промышленности, сельского хозяйства и т. д.

Одним из видов миграции элементов является биогенная миграция. Известно, что в «живой» природе содержится до 80 элементов. Они накапливаются в растениях, животных, выделяются из них в водоемы, воздух и почву в результате процессов обмена веществ, попадают в окружающую среду после отмирания организмов, переходят в другие организмы.
Человек в последние 150—200 лет все активнее вводит в глобальный круговорот такие элементы, как Феррум, Алюминий, Нитроген, Фосфор, Сульфур, Купрум, Цинк и многие другие. Резко возрастают масштабы использования и переработки природных ресурсов, производство металлов, удобрений, строительных материалов, полимеров и других соединений, которых нет в природе.

Это интересно: В России главными загрязнителями атмосферы являются теплоэнергетика, металлургия и добывающая промышленность.

Проанализировав процессы, происходящие на нашей планете, выдающийся отечественный ученый В. И. Вернадский открыл и сформулировал закон биогенной миграции элементов:

• миграция химических элементов в биосфере происходит преимущественно с участием и под влиянием живых организмов.

Выводы:

• Совокупность природных физических процессов, в которых участвует вещество, называют круговоротом вещества.
• Совокупность природных процессов, в результате которых атомы или ионы элемента вследствие химических реакций переходят из одних веществ в другие, называют круговоротом элемента.
• Миграция химических элементов — это перемещение атомов, молекул, ионов, веществ в природе. Различают механическую, физико-химическую, техногенную и биогенную миграцию элементов. Миграция химических элементов в биосфере происходит преимущественно с , участием и под влиянием живых организмов (закон Вернадского).

Пример №10

Аммиак объемом 11,2 л (н. у.) поглотили 200 г раствора ортофосфатной кислоты с массовой долей 14,7 %. Определить, какие соли содержатся в растворе после взаимодействия соединений, и вычислить их массовые доли в нем.

Дано:

Найти:

Решение 1. Записываем уравнения возможных реакций между аммиаком и ортофосфатной кислотой:

2. Вычисляем количество вещества аммиака:

3. Находим массу и количество вещества ортофосфатной кислоты в растворе: 

4. Определяем, какие соединения образуются.
Согласно выполненным расчетам:

Аммиака имеем больше, чем необходимо для реакции (1), но меньше, чем необходимо для реакции (2). Следовательно, образуются две кислые соли — аммоний дигидрогенортофос-фат и аммоний гидро-генортофосфат .

5. Выясняем суть и последовательность химических превращений.
В начале поглощения аммиака ортофосфатная кислота имеется в значительном избытке. Поэтому происходит реакция (1). Согласно уравнению в реакцию вступают одинаковые количества вещества реагентов и образуется такое же количество вещества продукта. Аммиака имеем 0,5 моль, а кислоты — 0,3 моль:

Очевидно, что кислота израсходуется полностью, образуется 0,3 моль и останется 0,5 — 0,3 = 0,2 моль . Это количество вещества аммиака будет реагировать с продуктом реакции (1) с образованием гидрогенортофосфата:

Перед началом этой реакции количество вещества аммиака составляет 0,2 моль, а соли — 0,3 моль. Взаимодействовать будут одинаковые количества вещества соединений, т. е. весь аммиак и 0,2 моль . При этом образуется 0,2 моль  и останется 0,3 — 0,2 = 0,1 моль .
6.    Вычисляем массы кислых солей:

7.    Находим массу раствора, в котором содержатся соли:

8.    Рассчитываем массовые доли солей в растворе:

Ответ:
 

Пример №11

В обычных условиях к 30 мл смеси газов и добавили 50 мл водорода. Смесь веществ нагрели. В результате реакций образовались азот и водяной пар. После установления начальных условий суммарный объем веществ составил 40 мл. Рассчитать объемы оксидов Нитрогена в исходной смеси.

Дано:

Найти:

Решение:

1. Составляем уравнения реакций:

2. После эксперимента (в обычных условиях) вода будет находиться в жидком состоянии. Поскольку ее объем намного меньше, чем такого же количества водяного пара, им можно пренебречь.
3. Выясняем, имеется ли избыток какого-либо реагента.

Согласно химическим уравнениям каждый оксид Нитрогена реагирует с равным объемом водорода. Поэтому с 30 мл смеси и должны прореагировать 30 мл водорода. Поскольку водорода было взято 50 мл, то он имеется в избытке. Объем водорода, оставшийся после реакции:

4.    Находим объем азота, который образовался:

5.    Выражаем общий объем азота через объемы оксидов Нитрогена, которые прореагировали. Для этого обозначим через (мл). Тогда . Согласно химическим уравнениям (1) и (2):

6.    Составляем уравнение с одним неизвестным и вычисляем объемы оксидов Нитрогена:

Ответ: 

Пример №12

Смесь купрум(II) нитрата и аргентум нитрата общим количеством вещества 0,06 моль прокалили при температуре 600 °C. Суммарный объем выделившихся газов составил в пересчете на нормальные условия 2,464 л. Вычислить количество вещества каждого нитрата в смеси.

Дано:

Найти:

Решение
1. Составляем уравнения реакций термического разложения нитратов:

2. Рассчитываем суммарное количество вещества газов — продуктов разложения солей:

3. Вычисляем количество вещества газов — продуктов разложения .
Пусть в смеси содержится  моль . Тогда количество вещества равно моль.
Согласно химическому уравнению (1) из 2 моль образуется 5 моль газов , из моль моль газов;.
4. Вычисляем количество вещества газов — продуктов разложения .
Согласно химическому уравнению (2), из 2 моль образуется 3 моль газов (2 моль и 1 моль ), из моль моль газов; .
5. Составляем уравнение с одним неизвестным, решаем его и находим количества вещества нитратов в смеси:

Ответ: 

Определение неметаллов

Из 118 известных на сегодняшний день химических элементов 23 относятся к неметаллам. Простые вещества неметаллы — углерод и сера — были давно известны человеку. В XIII веке был получен мышьяк, в XVII веке открыт фосфор, в конце XVIII века — водород, кислород, азот, хлор, теллур. В первой половине XIX века были получены бром, иод, селен, кремний, бор. Выделить фтор и открыть благородные газы удалось лишь в конце XIX века.

Несмотря на то что число элементов-неметаллов относительно невелико, они входят в состав практически всех органических и неорганических веществ. Вспомните хотя бы то, что самыми распространёнными элементами в земной коре являются неметаллы — кислород и кремний, массовая доля которых составляет более 75 %.

Положение в периодической системе

В периодической системе неметаллы расположены в группах ША—VIIIA, справа от ступенчатой линии в направлении от бора к элементу с атомным номером 118. К неметаллам относят и водород Н.

Число элементов-неметаллов в группе увеличивается с номером группы. В группе IIIА находится только один элемент-неметалл — бор, а группа VIIIA полностью состоит из неметаллов. Для некоторых элементов-неметаллов применяются групповые названия. Так, элементы группы VIIIA называют благородными газами, элементы группы VIIA — галогенами, элементы группы VIA —халькогенами. Элементы, расположенные вдоль условной разграничительной линии — бор В, кремний Si, германий Ge, мышьяк As, теллур Те, астат At — часто называют полуметаллами.

Строение электронных оболочек атомов и степени окисления

Главное, что определяет принадлежность химического элемента к числу неметаллов — это, конечно, особенности строения внешней электронной оболочки его атома. На электронной оболочке атома водорода Н имеется только один электрон. На электронной оболочке атома гелия Не — два электрона, энергетический уровень полностью заполнен, как и в атомах других химических элементов группы VIIIA. Атом бора В на внешнем энергетическом уровне содержит три электрона, этот химический элемент принадлежит к группе IIIA:

В атомах остальных неметаллов на внешнем энергетическом уровне содержится от 4 до 8 электронов.

Водород, атомы которого имеют строение электронной оболочки и гелий, атомы которого имеют строение электронной оболочки относятся к s-элементам, все остальные неметаллы — к p-элементам. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов p-элементов в основном состоянии — где n — номер периода.

Атомы неметаллов в их соединениях с атомами металлов, водорода и других элементов с меньшей электроотрицательностью проявляют отрицательные степени окисления: от —4 до —1. Например

В соединениях с атомами элементов, имеющих большую электроотрицательность, для атомов неметаллов характерны положительные степени окисления. 

Например,и др.

Исключение составляет лишь фтор F, который в своих соединениях с другими элементами проявляет только одну степень окисления, равную —1.

Простые вещества

Для многих простых веществ-неметаллов известно по несколько аллотропных модификаций, различающихся своими физическими свойствами.

Это, например, простые вещества, образуемые углеродом, — графит, алмаз, фуллерены.

При обычных условиях простые вещества-неметаллы могут существовать в твёрдом (бор В, углерод С, кремний Si, сера S, иод ), жидком (бром) и газообразном (хлор  водород  кислород азот состояниях. Их окраска разнообразна (рис. 53).

Температура плавления неметаллов изменяется в широком интервале. Так, у графита она составляет 3850 °С, а у гелия — —272 °С. Высокие температуры плавления характерны для простых веществ, существующих в виде атомных кристаллов (углерод С, кремний Si и др.), а низкие — для веществ, существующих в твёрдом состоянии в виде молекулярных кристаллов (кислород азот ксенон Хе и др.).

Существенно различается и электропроводность простых веществ-неметаллов: аргон, хлор и сера в твёрдом состоянии являются диэлектриками, кремний — полупроводником, а достаточно высокая электропроводность графита позволяет использовать его в качестве токопроводящих электродов.

Простые вещества-неметаллы существенно различаются между собой по химической активности. Так, гелий Не и неон Ne — инертные вещества.

Наиболее химически активными неметаллами являются галогены и кислород. Сера, углерод и кремний вступают в химические реакции, как правило, только при повышенных температурах.

В химических реакциях неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами и водородом. В образующихся соединениях атомы неметаллов проявляют отрицательные степени окисления. Например:

Неметаллы выступают в роли окислителей при взаимодействии с другими неметаллами, имеющими более низкую электроотрицательность. Например, фтор окисляет углерод:

Восстановительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с веществами — сильными окислителями, например с кислородом:

Атомы неметаллов в оксидах проявляют положительные степени окисления.

Кислород способен окислять и многие органические соединения. Например, этиловый спирт сгорает на воздухе:

В качестве восстановителей неметаллы, например углерод (кокс, уголь) или водород, используются при получении металлов из руд:

Применение неметаллов основано на их физических и химических свойствах. Например, азот используется для создания инертной атмосферы, для обеспечения взрыво- и пожаробезопасности в различных областях промышленности, для тушения пожаров в угольных шахтах, так как в среде с содержанием азота около 90 % процесс горения невозможен. Кислород, напротив, используется в ракетных установках для интенсификации горения жидкого топлива, для газификации твёрдых топлив, а также при газовой сварке, кислородной резке, поверхностной закалке металлов. Бор, кремний и некоторые другие неметаллы входят в состав сплавов.
 

• К неметаллам относятся 23 химических элемента из всех известных на сегодняшний день. В периодической системе элементы-неметаллы, кроме водорода, расположены в правой части таблицы в группах IIIA—VIIIA.
• Атомы неметаллов в их соединениях с металлами, водородом и другими менее электроотрицательными элементами проявляют отрицательные степени окисления от -4 до -1, а в соединениях с элементами, имеющими большую электроотрицательность, — положительные степени окисления от +1 до +7.
• В химических реакциях простые вещества-неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Водород

Строение атома и особенности положения в периодической системе

Атом водорода имеет самое простое строение: он состоит из ядра, содержащего один протон, и одного электрона на окружающей ядро орбитали. Такое же строение внешнего энергетического уровня имеют элементы группы IA, поэтому водород можно отнести к элементам этой группы. Одновременно водород

можно отнести и к элементам группы VIIA, поскольку так же, как и у элементов данной группы, для завершения внешнего энергетического уровня у него не хватает одного электрона.

Атом водорода в своих соединениях с элементами, имеющими большую

электроотрицательность, проявляет степень окисления +1, например

и др. В соединениях с металлами — гидридах — степень окисления атома водорода равна —1, например и др.
Распространённость в природе

Водород входит в состав Солнца, многих звёзд и туманностей. Такие большие планеты Солнечной системы, как Юпитер и Сатурн, в основном состоят из водорода.

Среди элементов земной коры водород — девятый по распространённости. Наиболее важным его соединением, встречающимся в природе, является вода. Водород входит в состав природного газа, нефти, а также животных и растительных организмов. В виде простого вещества водород встречается крайне редко в вулканических газах.

Вода составляет основную массу любого живого организма. Массовая доля воды в теле только что родившегося человека составляет 77 %, в зрелом возрасте оно уменьшается до 50 % у женщин и 60-62 % у мужчин. В организме непрерывно происходит обмен воды и растворённых в ней веществ. Поэтому специалисты рекомендуют каждому человеку употреблять не менее 1,5 л воды и других жидкостей в день.

В природе водород встречается в виде нуклидов — протия и — дейтерия. Дейтерий, для обозначения которого пользуются символом D, входит в состав так называемой тяжёлой воды , которая используется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. Радиоактивный нуклид водорода тритий 3Н, обозначаемый символом Т, встречается в следовых количествах.
Простое вещество

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью (см. рис. 16).

Физические свойства: Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса, он в 14,5 раза легче воздуха.

Молекула водорода неполярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (—252,6 °С) и плавления (—259,2 °С). Благодаря низкой температуре кипения жидкий водород используется в качестве охлаждающего агента.

Водород растворяется в воде незначительно, его растворимость составляет около 0,09 г в 1 воды. Благодаря этому водород при его получении в лаборатории можно собирать методом вытеснения воды.

Получение водорода: В лаборатории водород получают при взаимодействии разбавленных соляной или серной кислот с металлами (цинком, железом, алюминием) (рис. 54):

В промышленности водород получают, пропуская пары воды над раскалённым углём:

или используя метод каталитической конверсии метана:

Полученный тем или иным способом водород иногда загрязнён воздухом, с которым он может образовывать взрывчатую смесь (смесь водорода и кислорода называется «гремучим газом»). Это опасно!

Химические свойства: Простое вещество водород при взаимодействии с другими веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

Водород как восстановитель проявляет себя в реакциях с простыми веществами-неметаллами, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1. Реакции водорода с наиболее активными неметаллами протекают очень интенсивно, сопровождаются горением или даже взрывом. Примерами таких реакций могут быть взаимодействие водорода с хлором при освещении:

или с кислородом при нагревании:

Соединения водорода с галогенами — галогеноводороды — HF, НС1, НВг, HI при растворении в воде диссоциируют с образованием гидратированных ионов водорода, т. е. проявляют кислотный характер. Например:

С азотом водород взаимодействует в присутствии катализатора, при повышенных температуре и давлении, образуя аммиак:

Раствор аммиака в воде проявляет основные свойства.

Взаимодействие водорода со сложными веществами

При нагревании водород способен восстанавливать металлы из их оксидов:

 присоединяться ко многим органическим молекулам:

Во всех этих реакциях водород выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Области применения водорода представлены на рисунке 55. Водород является весьма эффективным топливом: на единицу массы он выделяет теплоты в 2,6 раза больше, чем природный газ, в 8,3 раза больше, чем древесина. Водород — экологически чистое топливо, так как при его сгорании образуется только вода (рис. 56).
 

Атом водорода в своих соединениях проявляет степени окисления + 1 и -1.  Простое вещество водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.    

Галогены

Элементы группы VIIA периодической системы — галогены, фтор F, хлор С1, бром Вг, иод I и астат At — типичные неметаллы.
Строение атомов и степени окисления

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов галогенов

Имея на внешнем энергетическом уровне семь электронов, атомы галогенов легко присоединяют недостающий до завершения энергетического уровня один электрон и в своих соединениях проявляют степень окисления, равную —1, на-пример, и т. д. Хлор С1, бром Вг, иод I и астат At в соединениях с более электроотрицательными элементами — фтором, кислородом, азотом — проявляют положительные степени окисления: +1, +3, +5, + 7. Например,

Для фтора характерна постоянная степень окисления —1. Распространённость в природе

Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены в природе хлор и фтор, их массовая доля в земной коре составляет 0,19 и 0,03 % соответственно. Основные природные соединения галогенов представлены в таблице 14. Все галогены в составе солей содержатся в водах океанов, морей, рек и озёр.
Таблица 14. Основные природные соединения галогенов

Простые вещества

Физические свойства: Простые вещества галогены состоят из двухатомных молекул. Поскольку силы межмолекулярного взаимодействия увеличиваются с ростом относительной молекулярной массы веществ, у простых веществ галогенов сверху вниз по группе повышаются температуры плавления и кипения (табл. 15). Как мы уже отмечали в § 34, при обычных условиях фтор и хлор — газы, бром — жидкость, иод — твёрдое вещество. Все галогены — окрашенные вещества.
Таблица 15. Физические свойства галогенов

Галогены имеют характерный резкий запах, это очень токсичные вещества.

Химические свойства: Окислительные свойства галогенов проявляются при их взаимодействии с металлами. При этом, как вы знаете, образуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, включая платину и золото, а алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

Реакции других галогенов с металлами обычно протекают при нагревании. Например, при взаимодействии алюминия с хлором образуется хлорид алюминия:

Галогены способны окислять и неметаллы. При взаимодействии водорода с простыми веществами галогенами получают галогеноводороды. Например:

Но если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то реакция соединения иода с водородом протекает медленно даже при нагревании. Следовательно, реакционная способность галогенов по отношению к водороду понижается при переходе от фтора к иоду.

Рассматривая изменение окислительных свойств галогенов по группе в направлении сверху вниз, необходимо отметить, что предыдущий элемент вытесняет последующий из растворов его солей и кислот (рис. 58). Так, хлор в реакции с бромидами и иодидами металлов вытесняет бром и иод из растворов их солей. Например:

Бром вытесняет иод из растворов иодидов:

По группе от хлора к иоду окислительные свойства простых веществ галогенов ослабевают.

Галогеноводородные кислоты и их соли:

Все галогеноводороды хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводо-родов в воде являются кислотами: HF — фтороводородная, или плавиковая, кислота, НС1 — хлороводородная, или соляная, кислота, НВг — бромоводородная кислота, HI — иодоводородная кислота. Плавиковая кислота слабая, остальные — сильные кислоты.

Галогеноводородные кислоты образуют соли — галогениды: фториды, хлориды, бромиды, иодиды. Хлориды, бромиды и иодиды многих металлов хорошо растворимы в воде. Ежедневно вы сталкиваетесь с поваренной солью — хлоридом натрия NaCl, являющейся обязательной составной частью организмов человека и животных.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов используют реакцию с нитратом серебра В результате взаимодействия хлоридов (и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра:

В реакциях нитрата серебра с растворами бромоводородной кислоты и её солей, иодоводородной кислоты и её солей также образуются осадки, которые различаются оттенками: — светло-жёлтый, — жёлтый.

Таким образом, нитрат серебра является качественным реактивом на галогенид-ионы: хлориды, бромиды и иодиды.

Применение галогенов и их соединений:

Природное соединение фтора — криолит — применяется при получении алюминия. Соединения фтора используются в качестве добавок в зубные пасты для предотвращения заболеваний кариесом.

Хлор широко используется для получения соляной кислоты, в органическом синтезе при производстве пластмасс и синтетических волокон, каучуков, красителей, растворителей и др. Многие хлорсодержащие соединения используют для борьбы с вредителями сельского хозяйства. Хлор и его соединения применяются для отбеливания льняных и хлопчатобумажных тканей, бумаги, обеззараживания питьевой воды. Правда, применение хлора для обеззараживания воды далеко не безопасно, для этих целей лучше применять озон.

Простые вещества и соединения брома и иода используются в фармацевтической и химической промышленности.

• В соединениях с другими элементами галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления -1, + 1, +3, +5, +7. Для фтора характерна постоянная степень окисления -1.
• Окислительные свойства простых веществ галогенов проявляются при их взаимодействии с металлами, водородом, другими неметаллами и растворами солей галогеноводородных кислот.
• Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами. Качественным реактивом на хлорид-, бромид- и иодид-ионы является нитрат серебра

Кислород и сера

Кислород О, сера S, селен Se, теллур Те являются элементами группы VIA периодической системы элементов и имеют общее название халькогены. К элементам группы VIA также относится радиоактивный металл полоний Ро.

Строение атомов и степени окисления:

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов элементов группы VIA — например у кислорода — у серы — 4:

До завершения внешнего энергетического уровня атомам этих элементов не хватает по два электрона, поэтому они способны проявлять в своих соединениях степень окисления —2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Распространённость в природе:

Кислород — самый распространённый элемент в земной коре. Простое вещество кислород является второй по количеству (примерно 21 % по объёму) и первой по значению для жизни составной частью атмосферы. Химический элемент кислород входит в состав воды, покрывающей 2/3 поверхности земного шара, многочисленных минералов и образуемых ими руд, многих органических соединений. Для жизни на Земле важную роль играет повторяющийся процесс

превращения и перемещения кислорода в природе, имеющий циклический характер — круговорот кислорода. Этот процесс связывает атмосферу с гидросферой и литосферой (рис. 59).

Сера в природе встречается в самородном состоянии, а также в виде соединений в составе различных минералов, например пирита (рис. 60).

Сера относится к жизненно важным химическим элементам. Она входит в состав белков, витаминов и гормонов, присутствующих в биологических тканях всех растений и животных.

Простые вещества. Кислород:

Вы уже знаете, что кислород существует в виде двух аллотропных модификаций — кислорода  и озона Аллотропия кислорода обусловлена различным числом атомов в молекулах веществ

В таблице 16 приведены физические свойства кислорода и озона.

В Сильное обогащение воздуха озоном может стать опасным для здоровья: увеличение содержания озона в воздухе выше предельно допустимой концентрации (ПДК), равной приводит к появлению головной боли, раздражению дыхательных путей и глаз, а затем к ослаблению сердечной деятельности. Источниками озона являются работающие приборы, в которых происходит высоковольтный электрический разряд — копировальные установки (ксероксы) и лазерные принтеры, а также источники ультрафиолетового и рентгеновского излучения.

Простые вещества кислород и озон различаются и по своим химическим свойствам. Кислород непосредственно взаимодействует со многими простыми веществами. Например, он способен окислять металлы, кроме золота и платины, образуя оксиды:

Взаимодействие кислорода с неметаллами также приводит к образованию оксидов:

Важнейшим природным оксидом является вода Это вещество можно рассматривать и как водородное соединение кислорода. При обычных условиях вода — жидкость без вкуса и запаха, в тонком слое бесцветна.

Вода обладает самой большой молярной теплоёмкостью (количество теплоты, которое надо сообщить 1 моль вещества для нагревания его на 1 °С) среди известных веществ — 75,2 Дж/моль К. Это обусловливает роль воды в природе, позволяя сглаживать перепады температур в Мировом океане. Изменение теплоёмкости воды с повышением температуры аномально: от 0 до 37 °С она снижается, а от 37 до 100 °С повышается. Таким образом, теплоёмкость воды минимальна при 37 °С. Это температура тела человека, наиболее благоприятная для биохимических реакций в организме.

На основе физических свойств воды построена температурная шкала Цельсия: температура плавления (замерзания) воды принята за 0 °С, а температура кипения воды — за 100 °С.
 

Озон: является более сильным окислителем, чем кислород. Многие малоактивные металлы, например серебро, ртуть, он окисляет уже при обычных условиях:

Под влиянием катализаторов (ими могут быть различные вещества) озон легко разлагается с выделением атомарного кислорода — более сильного окислителя, чем молекулярный кислород:

Кислород и озон способны окислять и сложные вещества. Органические вещества, окисляясь, превращаются в углекислый газ, воду, другие органические соединения.

В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяется теплота и излучается свет. Как вы помните, такие реакции называются горением. Например, при горении метана на воздухе образуются оксид углерода(IV) и вода:

Сера: При обычных условиях сера — хрупкое кристаллическое вещество жёлтого цвета (см. рис. 52). Твёрдая сера не смачивается водой, в результате чего мелко размолотая сера не тонет, а плавает на поверхности воды.

Простое вещество сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций. Они различаются между собой составом, строением молекул и способом их расположения в кристаллах. В кристаллах и в неводных растворах сера чаще всего состоит из циклических молекул с одинаковой формулой
Наиболее устойчивы три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Ромбическая и моноклинная модификации построены из циклических молекул но отличаются способом упаковки этих молекул. Если серу расплавить и быстро охладить, то образуется сера пластическая, молекулы которой состоят из полимерных цепей, содержащих от тысячи до миллиона атомов. В настоящее время получены циклические молекулы серы, содержащие в цепочке до 20 атомов.

Аллотропные модификации серы в уравнениях химических реакций для упрощения обозначают символом S.

Химические свойства серы: Окислительные свойства серы проявляются при её взаимодействии с металлами, кроме золота и платины, например:

Некоторые вещества, например сульфид цинка ZnS, под действием различных видов излучений способны испускать видимый свет. Это явление называется люминесценцией. Люминесцентные покрытия наносят на дорожные знаки, на бумажные банкноты и др. При освещении таких покрытий ультрафиолетовым или видимым светом они начинают светиться.
Сера взаимодействует и с неметаллами, например горит в кислороде:

При взаимодействии серы с водородом при высокой температуре образуется сероводород:

Сероводород — бесцветный газ с резким запахом тухлых яиц. Правильнее сказать, что тухлые яйца пахнут сероводородом, так как он всегда образуется при гниении белков, содержащих атомы серы. Сероводород очень ядовит. Он опасен тем, что способен накапливаться в организме, притупляя обоняние. Поэтому длительное вдыхание даже самых малых его количеств может привести к тяжёлому отравлению. Однако в небольших количествах сероводород оказывает лечебный эффект, он содержится в водах некоторых целебных минеральных источников.

Сероводород растворим в воде, его водный раствор называется сероводородной кислотой. Эта кислота слабая, её диссоциация протекает ступенчато:

Будучи двухосновной, сероводородная кислота образует два ряда солей: сульфиды, например сульфид калия и гидросульфиды, например гидросульфид калия KHS. Большинство сульфидов (за исключением сульфидов щелочных, щёлочно-земельных металлов и сульфида аммония) не растворимы в воде. Многие сульфиды окрашены: CuS, NiS и PbS — чёрного цвета, CdS — жёлтого, MnS — розового. По образованию окрашенных сульфидов в растворах можно обнаруживать катионы указанных металлов.

Почернение поверхности старых картин, написанных масляными красками, в состав которых входят свинцовые белила связано с образованием чёрного сульфида свинца(II) из-за наличия сероводорода в атмосфере. Если обработать почерневшую поверхность пероксидом водорода, то происходит реакция образования сульфата свинца(II) белого цвета:

Таким способом реставрируют почерневшие старые картины, написанные масляными красками.
Применение кислорода и серы

Области применения кислорода представлены на рисунке 61.

Способность озона разлагаться с образование атомарного кислорода позволяет использовать его для обеззараживания питьевой воды и обезвреживания промышленных сточных вод; как дезинфицирующее средство в медицине. Используется озон и в качестве отбеливающего средства.

Серу используют для производства серной кислоты, изготовления спичек, бенгальских огней, для борьбы с вредителями сельского хозяйства, а также для лечения некоторых болезней. Сера находит применение при производстве резины, красителей и пигментов, искусственных волокон, люминофоров и др.

Для кислорода в соединениях с другими элементами наиболее характерна степень окисления -2, атомы серы, селена и теллура проявляют степени окисления -2, +2, +4 u +6.

Окислительные свойства кислорода и серы проявляются в их реакциях с металлами, водородом и некоторыми другими неметаллами.

Кислородсодержащие соединения серы

В соединениях с кислородом сера проявляет степени окисления +4 и +6.

Оксид серы Сернистая кислота

Оксид серы— (сернистый газ) — представляет собой бесцветный газ с резким характерным запахом, который получается при горении серы:

Одно из самых древних применений серы связано с окуриванием горящей серой жилищ. Как писал древний историк Плиний-старший в I веке до н. э., «запахи горения серы могут предохранять от всяких чародейств и прогнать всякую нечистую силу». Дезинфицирующие и бактерицидные свойства оксида ceры(IV) используются и в настоящее время. Сернистый газ применяют при обработке овощехранилищ, плодов и фруктов для того, чтобы предохранить их загнивание.

Раствор сернистого газа в воде (до 40 объёмов на 1 объём воды) — неустойчивая, двухосновная сернистая кислота, которая существует только в растворе:

Сернистая кислота является слабой кислотой, в водных растворах она диссоциирует ступенчато с образованием гидросульфит- и сульфит-ионов:

Сернистая кислота проявляет химические свойства, общие для кислот: взаимодействует с основными оксидами, основаниями, вступает в реакции обмена с солями других кислот, в частности, вытесняет из солей более слабую угольную кислоту:

Оксид серы (VI)

Оксид серы(VI) получают, окисляя оксид серы(VI) в присутствии катализатора при температуре около 500 °С:

При обычных условиях оксид серы — бесцветная едкая жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белое кристаллическое вещество. Это типичный кислотный оксид, который взаимодействует с водой, образуя сильную серную кислоту:

Серная кислота:

Графическая формула и модель молекулы серной кислоты приведены на рисунке 62.

В разбавленных растворах серная кислота является сильным электролитом, и её диссоциацию выражают следующим образом:

Физические свойства серной кислоты:

Серная кислота — тяжёлая (плотность 1,83 г/ бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Она смешивается с водой в любых отношениях.

Процесс растворения химическим количеством 1 моль сопровождается выделением 92 кДж теплоты, что сравнимо с величинами тепловых эффектов химических реакций. Выделение большого количества теплоты при взаимодействии серной кислоты с водой свидетельствует об образовании прочных соединений между этими двумя веществами — гидратов типа Например и т. д. Способность серной кислоты образовывать гидраты позволяет использовать её как сильный водоотнимающий агент, например для осушения газов.

Разогревание смеси при растворении серной кислоты в воде может сопровождаться её разбрызгиванием. Помните, что нельзя приливать воду к кислоте, следует при непрерывном перемешивании раствора вливать кислоту в воду.

Химические свойства серной кислоты. Сульфаты:

Сульфаты: Разбавленная серная кислота проявляет все характерные для кислот свойства: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода; с основными и амфотерными оксидами, с основаниями и солями. При этом образуются соли: средние — сульфаты, например и кислые — гидросульфиты, например

Большинство сульфатов и гидросульфатов хорошо растворимы в воде, многие из них образуют кристаллогидраты. Некоторые кристаллогидраты солей серной кислоты называются купоросами: медный купорос железный купорос и др.

Для качественного обнаружения серной кислоты и её солей в водных растворах используются растворимые соли бария:

В результате реакции образуется белый осадок сульфата бария.

Концентрированная серная кислота является более сильным окислителем, чем разбавленная. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется.

С металлами, стоящими в ряду активности после водорода (кроме золота и платины), реакция протекает с образованием оксида серы

В реакции с металлами, находящимися в ряду активности до водорода, концентрированная серная кислота может восстанавливаться до оксида серы серы S или сероводорода в зависимости от активности металла и условий протекания реакции. Например:

Напомним, что железо, алюминий и некоторые другие металлы при обычных условиях пассивируются концентрированной серной кислотой.

Концентрированная серная кислота способна взаимодействовать с простыми веществами неметаллами, например с серой:

Окисляя многие сложные органические соединения, серная кислота обугливает бумагу, ткань, древесину, одежду и кожу. Поэтому обращаться с концентрированной серной кислотой надо осторожно.

Концентрированная серная кислота способна вытеснять другие, более летучие кислоты из их солей. Например:

Области применения серной кислоты Они представлены на рисунке 63.

• Серная кислота — тяжёлая, бесцветная маслянистая жидкость без запаха.
• Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода; с оксидами металлов; с основаниями; с солями.
• При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется.
• Для качественного обнаружения серной кислоты и её солей в водных растворах используют растворимые соли бария.

Понятие о выходе продукта химической реакции

Химические уравнения, составленные на основе закона сохранения массы веществ, позволяют проводить расчёты, в том числе вычислять массу, объём или химическое количество продукта реакции. На практике многие реакции протекают обратимо, часть вещества теряется в результате испарения, растворения или образования побочных продуктов. Поэтому продукта реакции всегда образуется меньше, чем должно было бы получиться в соответствии с расчётом по уравнению реакции. Таким образом, если принять теоретически рассчитанные по уравнению реакции массу, объём или химическое количество продукта за 100 %, то в реальном процессе выход продукта всегда будет меньше 100 %.

Обозначается выход продукта реакции буквой греческого алфавита (эта) и выражается в долях единицы или процентах.

Выход продукта химической реакции — это величина, равная отношению массы (объёма, химического количества) фактически полученного продукта к массе (объёму, химическому количеству) продукта, вычисленной по уравнению реакции:

Во всех этих случаях будет найдено одно и то же значение выхода продукта химической реакции. Например, если известно, что для реакции окисления оксида серы(1V)до оксида серы(V1)

выход составляет 80 % (или 0,8), то это означает, что из оксида серы(1V) массой 64 г (объёмом 22,4 химическим количеством 1 моль) мы получим оксид серы(V1) массой не 80 г (объёмом 22,4 химическим количеством 1 моль), а массой 80 г-0,8 = 64 г (объёмом 17,9 химическим количеством 0,8 моль).

На основании величины выхода продукта в реальном производственном процессе делается вывод о полноте превращения сырья, затратах энергии, о необходимости введения дополнительных операций и пр.

Рассмотрим несколько примеров расчётов с использованием понятия «выход продукта реакции».
 

Пример №13

В результате сжигания серы массой 48 г получен оксид серы(1V) объёмом (н. у.) 28,6 Определите выход продукта реакции.

Решение:

1.    Определим химическое количество серы, вступившей в реакцию:

2.    Составим уравнение реакции получения оксида серы(1V):

3.    Найдём теоретическое количество оксида серы (IV):

4.    Найдём теоретический объём оксида серы(1V):

5.    Рассчитаем выход продукта реакции:

Ответ: выход продукта реакции равен 85 %.
 

Пример №14

Определите массу пирита который требуется подвергнуть обжигу для того, чтобы получить оксид серы(1V) объёмом (н. у.) 8,96 если выход продукта реакции составляет 90 %.
Дано:

Решение:

1. Определим теоретический объём оксида серы(1V):

2.    Найдём теоретическое химическое количество оксида серы(1V):

3.    Составим уравнение реакции получения оксида серы(1V) и рассчитаем химическое количество пирита, который необходимо подвергнуть обжигу:

3. Определим массу пирита, который необходимо подвергнуть обжигу:

Ответ: для получения оксида серы(1V) потребуется пирит массой 24 г.
Выход продукта химической реакции — это величина, равная отношению массы (объёма, химического количества) фактически полученного продукта к массе (объёму, химическому количеству) продукта, вычисленной по уравнению реакции. Выражается в долях единицы или процентах.

Азот и фосфор

Азот N и фосфор Р расположены в группе VA периодической системы. К этой же группе периодической системы относятся мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Азот и фосфор являются неметаллами, мышьяк и сурьму относят к полуметаллам, а висмут принадлежит к металлам.

Строение атомов и степени окисления: 

У атомов элементов группы VA на внешнем энергетическом уровне находится по 5 электронов, электронная конфигурация их внешнего энергетического уровня например: азота — фосфора —

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от —3 до +5. Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. Фосфор чаще проявляет в соединениях степень окисления +5.

Распространённость в природе:

Азот. Земная атмосфера служит основным источником этого важнейшего элемента, ведь объёмная доля простого вещества азота в воздухе составляет 78 %. В природе азот встречается также в месторождениях селитр — солей азотной кислоты — чилийская, или натриевая, селитра; — калийная селитра). Азот входит в состав белков и необходим для роста растений, развития животных. Круговорот азота в природе (рис. 64) — важнейшее звено в жизнедеятельности нашей планеты.

Фосфор в природе встречается только в виде соединений. Важнейшими природными соединениями фосфора являются минералы фосфориты и апатиты, содержащие фосфат кальция

Соединения, содержащие фосфор, являются постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. Особенно много фосфора содержат кости и зубы. После отмирания растительных и животных организмов содержащийся в них фосфор снова переходит в почву. Так осуществляется круговорот фосфора в природе.

Часть фосфора в организме человека распределена в мышечной, нервной и мозговой тканях. Производные фосфорной кислоты входят в состав нуклеиновых кислот — ДНК и РНК, осуществляющих передачу наследственных свойств организма. Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, образуется АТФ — аденозинтрифосфорная кислота.

Простые вещества:

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул В молекуле N2 атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью (одна -связь и две -связи). Энергия тройной связи велика и составляет 946 кДж/моль. Такое большое её значение свидетельствует о высокой прочности молекулы. Поэтому разрыв связей и образование атомов из молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000 °С. Высокая прочность связи в молекулах азота обусловливает его химическую инертность.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению, физическим свойствам и химической активности. Белый фосфор состоит из молекул имеющих форму пирамиды (рис. 65, а). Молекулярное строение этого вещества обусловливает его лекгоплавкость и летучесть. При нагревании под давлением белый фосфор переходит в чёрный, который по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит.

Простое вещество красный фосфор имеет полимерную структуру, в которой каждый атом связан с тремя другими атомами ковалентными связями (рис. 65, б).

Аллотропные модификации фосфора в уравнениях химических реакций обозначают символом Р.

Физические свойства азота и фосфора приведены в таблице 17. Азот плохо растворим в воде.

Химические свойства простых веществ азота и фосфора также существенно различаются. Вспомним, как они реагируют с простыми веществами — водородом, кислородом и металлами (табл. 18). При взаимодействии с кислородом азот и фосфор проявляют восстановительные свойства, а в реакциях с металлами и водородом — окислительные.

Все приведённые в таблице реакции осуществляются как с белым, так и с красным фосфором, но с белым фосфором они протекают энергичнее.

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина и других соединений фосфора с водородом. Эти газообразные вещества образуются при разложении органических соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты — продукта взаимодействия оксида фосфора(V) с водой. Эти капельки создают размытый контур «приведения».

Применение простых веществ:

Основная область применения азота — производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при хранении ценных произведений живописи и рукописей.

Красный фосфор применяется в производстве спичек. Кроме того, фосфор нужен для получения соединений, которые служат исходными веществами для производства лекарственных препаратов, ядохимикатов и пестицидов. Введение фосфора в состав сплавов металлов увеличивает их жаропрочность и стойкость к истиранию.
 

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от -3 до +5.  В молекуле атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью.  Простое вещество фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению молекул, физическим свойствам и химической активности. Белый фосфор активнее красного.  Азот и фосфор проявляют как восстановительные, так и окислительные свойства.    

Аммиак. Соли аммония

Среди соединений азота с водородом одним из важнейших является аммиак, . Химическая связь между атомами азота и водорода в молекуле аммиака является ковалентной полярной, общие электронные пары сильно смещены к атому азота, степень окисления которого в аммиаке равна —3.

Молекула имеет форму тригональной пирамиды (рис. 66), в вершине которой расположен атом азота, а в основании — атомы водорода.

Физические свойства аммиака:

Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде и спирте. При О °С в одном объёме воды растворяется около 1200 объёмов аммиака, при 20 °С — 700 объёмов. Раствор аммиака в воде с массовой долей , равной 25 %, называют аммиачной водой, а 3%-ный водный раствор — нашатырным спиртом.

Аммиак сжижается под небольшим давлением (температура его кипения равна —33,4 °С). Жидкий аммиак практически не проводит электрический ток. При испарении он активно поглощает тепло и поэтому широко используется в качестве охлаждающего агента в промышленных холодильных установках.

В твёрдом виде аммиак существует при температурах ниже — 80 °С в виде бесцветных кристаллов.

Получение аммиака:

В природе аммиак образуется при гниении, разложении и сухой перегонке органических соединений, содержащих азот (например, белков, аминокислот или мочевины). Человек в процессе жизнедеятельности производит около 17 г аммиака в сутки, корова — 1 т в год.

В лаборатории аммиак впервые получен в 1774 году английским химиком Дж. Пристли при нагревании смеси твёрдых веществ — хлорида аммония (нашатыря) и гидроксида кальция (гашёной извести) (рис. 67):

Эту реакцию до сих пор используют для получения небольших количеств аммиака в лабораторных условиях. В промышленности синтез аммиака осуществляют из азота и водорода на железном катализаторе при температуре 420—500 °С и давлении 30—100 МПа. Эта реакция является обратимой и экзотермической, т. е. происходит с выделением теплоты:

Химические свойства аммиака:

Аммиак характеризуется высокой реакционной активностью. Наличие атома азота в степени окисления —3 обусловливает его восстановительные свойства. С другой стороны, атом азота в молекуле аммиака имеет неподелённую электронную пару, которая может принимать участие в образовании ковалентной химической связи по донорно-акцепторному механизму.

Аммиак проявляет восстановительные свойства, реагируя с различными окислителями, в частности с кислородом. В зависимости от условий проведения реакция аммиака с кислородом протекает по-разному. В кислороде аммиак горит с образованием азота:

а в присутствии катализатора (платина, оксиды железа или хрома) образуются оксид азота(II) и вода:

Смесь аммиака с кислородом или воздухом может взрываться.

Без изменения степени окисления атомов азота протекают реакции соединения аммиака с водой и кислотами.

Так, при растворении аммиака в воде происходит образование гидрата аммиака , который частично диссоциирует, образуя катионы аммония ^ и гидроксид-ионы :

Поскольку реакция обратима, то в растворе помимо этих ионов содержатся молекулы гидрата аммиака и воды. Раствор аммиака в воде пахнет аммиаком, который из него улетучивается при нахождении на открытом воздухе или при нагревании. За счёт присутствия гидроксид-ионов водные растворы аммиака проявляют свойства слабого основания.

Основные свойства аммиака проявляются и при его взаимодействии с кислотами. Например, при реакции аммиака с серной кислотой могут образовываться как кислые, так и средние соли

Соли аммония:

Соли аммония диссоциируют в водных растворах с образованием катионов аммония и анионов кислотных остатков. Они взаимодействуют с кислотами,

основаниями и другими солями, если соблюдаются условия протекания реакций обмена.

Взаимодействие солей аммония со щелочами служит качественной реакцией на ион аммония , так как в результате этой реакции образуется газ с характерным запахом — аммиак:

Применение аммиака и его солей (рис. 68)

Аммиак относится к числу важнейших продуктов химической промышленности. Ежегодно в мире производят более 150 млн тонн этого вещества. 

Аммиак в основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина, аммофос), азотной кислоты, соды (по аммиачному методу), красителей, взрывчатых веществ, полимеров и др. Водный раствор аммиака применяется в медицине и фармацевтической промышленности, а также в животноводстве — для аммонизации кормов.

В качестве слабой щёлочи водный раствор аммиака применяют для выведения пятен, чистки ковров и ювелирных изделий.

Вдыхание малых доз аммиака стимулирует работу сердца и нервной системы, поэтому аммиак дают нюхать при обмороках и отравлениях, например угарным газом СО.

Соли аммония в основном применяют в качестве минеральных удобрений.

• Аммиак — бесцветный газ, хорошо растворим в воде.
• Аммиак проявляет восстановительные свойства, реагируя с различными окислителями.
• Аммиак вступает в реакции присоединения с водой и кислотами.

Азотная кислота и нитраты

Азотная кислота является одним из наиболее важных соединений азота. Рассмотрим свойства азотной кислоты и её солей — нитратов — более подробно.

Графическая формула и модель молекулы азотной кислоты приведены на рисунке 69. В молекуле азотной кислоты атом азота образует четыре ковалентные связи с тремя атомами кислорода.

Азотная кислота — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом. Её температура кипения равна +83 °С, а плотность — 1,51 г/см’5.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях.

Химические свойства азотной кислоты:

В водных растворах молекулы диссоциируют на ионы:

Азотная кислота проявляет характерные для кислот свойства: изменяет окраску индикаторов, вступает в реакции с основными оксидами, основаниями и солями.

Самое характерное свойство азотной кислоты — это её ярко выраженная окислительная способность. Сильным окислителем она является за счёт атома азота в степени окисления +5. Поэтому при взаимодействии азотной кислоты с восстановителями одним из продуктов реакции всегда являются соединения азота в более низких степенях окисления, чем в азотной кислоте: оксид азота (IV) , оксид азота (II) N0, оксид азота (I) , азот , аммиак

Например, при взаимодействии азотной кислоты с металлами образуются нитрат металла, продукт восстановления азотной кислоты (X) и вода. Это можно представить в общем виде, как:

(здесь Me — одновалентный металл).

Состав продукта восстановления азотной кислоты (X) зависит от многих факторов, но прежде всего от концентрации кислоты в растворе и от природы металла (рис. 70). Напомним, что при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется.

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами образуются оксид азота(IV), нитрат металла и вода:

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами образуются нитрат металла, оксид азота(II) и вода. Например:

Если с кислотой взаимодействуют активные металлы (например, кальций Са, магний Mg, цинк Zn), то при увеличении степени разбавления раствора и при повышении температуры последовательно образуются продукты восстановления азота (см. рис. 70): оксид азота(II) N0, оксид азота(I) , азот и нитрат аммония

Образование соли — нитрата аммония — при реакции металла с сильно разбавленной азотной кислотой объясняется взаимодействием выделяющегося аммиака с избытком кислоты в растворе.

Фактически при действии азотной кислоты на металлы получаются смеси почти всех указанных веществ, но в различных соотношениях в зависимости от природы металла, концентрации кислоты и условий проведения реакции. Например, взаимодействие магния с разбавленной азотной кислотой при 80 °С протекает в соответствии с уравнением:

Напомним, что концентрированная азотная кислота при низких температурах не взаимодействует с железом, хромом, алюминием, свинцом («пассивирует» их).

В Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объёмном соотношении 1:3 называется «царской водкой», потому что растворяет «царя металлов» — золото. Растворение золота в «царской водке» может быть описано следующим уравнением реакции:

Кроме металлов азотная кислота окисляет и неметаллы, например серу и фосфор:

Азотная кислота способна окислять как сложные неорганические (сероводород, иодоводород, сернистый газ и др.), так и многие органические вещества, например белки. Концентрированная азотная кислота разрушает кожу, ткани, а древесные опилки и стружки при соприкосновении с ней воспламеняются. Поэтому при обращении с концентрированной азотной кислотой необходимо соблюдать осторожность.

Соли азотной кислоты:

Как вы уже знаете, соли азотной кислоты называются нитратами, а нитраты щелочных, щёлочно-земельных металлов и аммония — селитрами. Все нитраты ядовиты.

При нагревании все нитраты разлагаются, но состав продуктов разложения зависит от положения металла соли в ряду активности металлов. Запомните несложное правило (рис. 71).

Нитраты металлов, находящиеся в ряду активности левее магния, разлагаются при нагревании с образованием нитрита металла и кислорода:

При разложении нитратов металлов, находящихся в ряду активности от магния до меди включительно, образуются оксид металла, оксид азота(IV) и кислород:

При разложении нитратов металлов, находящихся в ряду активности правее меди, образуются металлы в свободном состоянии, оксид азота(IV) и кислород:

Поскольку во всех случаях выделяется кислород, все нитраты при нагревании проявляют окислительные свойства. Если бросить в расплавленную селитру кусочки угля и серы, то можно наблюдать их горение в выделяющемся кислороде. Вспышку на тлеющем угольке используют для качественного определения нитратов:

Применение азотной кислоты и нитратов:

Азотная кислота используется в промышленности для получения нитратов, органических нитросоединений, в других производствах (рис. 72).

Селитры используются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений. Нитраты калия, аммония и натрия применяют для производства чёрного пороха и взрывчатых веществ, нитрат серебра — в медицинских целях.

• Азотная кислота — бесцветная жидкость с резким удушливым запахом.
• Самое характерное свойство азотной кислоты — её ярко выраженная окислительная способность.
• При взаимодействии азотной кислоты с восстановителями происходит образование соединений азота в более низких степенях окисления, чем в азотной кислоте.
• Соли азотной кислоты при нагревании разлагаются.

Кислородсодержащие соединения фосфора

Фосфор образует оксид фосфора(V), оксид фосфора(Ш) и кислородсодержащие кислоты, среди которых наиболее важное промышленное применение находит фосфорная кислота.

Оксиды:

При сжигании белого или красного фосфора в кислороде образуется оксид фосфора в виде белого дыма, который оседает на стенках сосуда:

Взаимодействие фосфора с кислородом при недостатке последнего ведёт к образованию оксида фосфора

Оксид фосфора(V) представляет собой белое вещество. Он энергично поглощает пары воды из воздуха и постепенно превращается в прозрачную расплывшуюся массу. Благодаря этому свойству — гигроскопичности — оксид фосфора(V) способен отнимать воду и у других веществ. Поэтому он широко используется как осушитель. Необходимо помнить, что многие органические вещества обугливаются при действии на них оксида фосфора(V). Это вещество при попадании на кожу может вызвать сильные ожоги.

Оксид фосфора(V) — типичный кислотный оксид, он взаимодействует с основными оксидами и щелочами, образуя соли фосфорной кислоты — фосфаты:

При растворении оксида фосфора(V) в щелочах могут также образовываться и кислые соли фосфорной кислоты.

При взаимодействии оксида фосфора(V) с водой получается ортофосфорная кислота 

В названии кислотыприставку орто- часто опускают и говорят фосфорная кислота.
Графическая формула и модель молекулы фосфорной кислоты приведены на рисунке 73. В молекуле атом фосфора соединён с четырьмя атомами кислорода за счёт образования двойной связи Р=0 и трёх одинарных связей Р—ОН.

Фосфорная кислота — твёрдое белое вещество, смешивается с водой в любых соотношениях.

В водном растворе слабая фосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

Легче всего идёт диссоциация по первой ступени, труднее всего — по третьей. Фосфорная кислота проявляет все свойства, характерные для кислот. Она взаимодействует с металлами, находящимися в ряду активности до водорода, с выделением водорода:

с основными оксидами:

с основаниями:

При этом в зависимости от соотношения реагентов образуются средние (фосфаты) или кислые (гидрофосфаты и дигидрофосфаты) соли фосфорной кислоты. Например:

Фосфаты, например нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов. Гидрофосфаты (кроме гидрофосфатов натрия, калия и аммония), например мало растворимы в воде. Дигидрофосфаты, например хорошо растворимы в воде.

При действии на фосфаты нитрата серебра выпадает осадок фосфата серебра жёлтого цвета (рис. 74):

Эта реакция является качественной на фосфат-ионы.

В отличие от азотной кислоты для фосфорной кислоты не характерны окислительные свойства за счёт анионов.

Применение фосфорной кислоты и фосфатов:

Фосфорная кислота используется как катализатор в органическом синтезе, например при синтезе этанола из этена, для производства кормовых добавок, придания кисловатого привкуса безалкогольным напиткам, осветления сахара. Но основная часть фосфорной кислоты расходуется на производство фосфатов, которые используются в качестве минеральных удобрений. Кроме того, фосфаты применяют в медицине, а также для обработки тканей и древесины для придания им огнестойкости.

Фосфаты используются при производстве стиральных порошков, однако их содержание в порошках должно быть ограничено и строго регламентировано. Одной из причин ограничения массовой доли фосфатов в стиральных порошках является то, что, попадая после стирки вместе со сточными водами в водоёмы, фосфаты действуют как удобрения, что способствует активному росту водорослей. Зарастание водоёмов и засорение медленнотекущих вод приводят к нарушениям экосистем водоёмов, ухудшению кислородного обмена в гидросфере и создают трудности в обеспечении населения питьевой водой.

• Оксид фосфора(V) взаимодействует с основными оксидами и щелочами.
• При взаимодействии оксида фосфора(V) с водой образуется фосфорная кислота
• Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, находящимися в ряду активности до водорода, с оксидами металлов, с основаниями.
• Для обнаружения фосфат-ионов в растворах используется качественная реакция с нитратом серебра.

Минеральные удобрения

Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений. Их вносят в почву для повышения урожайности. Для роста и развития растений необходимы около 60 химических элементов. Некоторые из них требуются в большом количестве (углерод, кислород, водород), другие — в меньшем (азот, фосфор, калий, сера, магний, железо, кальций и др.), а некоторых (их называют микроэлементами) необходимо совсем немного. Углерод, кислород и водород растения получают из воздуха и воды, остальные элементы — из почвенных растворов. Эти элементы попадают в почву главным образом в виде растворимых соединений.
Специалисты знают множество способов управления урожаем и его качеством с помощью удобрений. Например, для того, чтобы кочаны капусты не растрескивались, увеличивают дозу фосфорсодержащих удобрений. В условиях облачности и отсутствия интенсивного солнечного освещения резко возрастает потребность томатов в калийной подкормке. А для роста лука необходимо, чтобы в почве содержалось достаточное количество соединений серы.
Минеральные удобрения принято классифицировать по двум признакам: по типу питательного элемента и по числу питательных элементов. По первому признаку выделяют азотные, фосфорные и калийные удобрения. По второму признаку удобрения делятся на простые, содержащие только один питательный элемент, и комплексные, содержащие два и более питательных элементов (рис. 75).

Азотные удобрения

Азот — важнейший элемент роста и развития растений, входит в состав хлорофилла и белков.

Азотные удобрения делятся на две группы: органические и минеральные удобрения. Органические азотные удобрения — это навоз, компост (удобрение, получаемое из органических остатков в результате их биологического разложения), торф, помёт и зелёные удобрения на основе бобовых растений.

Помимо азота, они содержат и другие элементы, необходимые для питания растений.

К минеральным азотным удобрениям относятся аммиачная вода, сульфат аммония нитрат аммония (аммиачная селитра) нитрат калия (калийная селитра) нитрат натрия (натриевая, или чилийская, селитра) нитрат кальция (кальциевая селитра) мочевина (карбамид)
В названии «карбамид» часть слова «карб» происходит от латинского названия углерода — «карбониум», а группу называют «амидной», отсюда — карбамид. Карбамид (или мочевина) входит в состав жевательных резинок, кормовых смесей в животноводстве.
Мочевину, нитрат аммония и жидкие азотные удобрения в нашей стране в больших количествах производят на ОАО «Гродно Азот».

Нерациональное использование азотных химических удобрений, их чрезмерные дозы приводят к сильному накоплению нитратов, особенно в столовых корнеплодах. Нитраты обладают высокой токсичностью для человека и животных. Поэтому содержание нитратов в пищевых продуктах должно строго контролироваться.

Замена минеральных азотных удобрений на органические позволяет уменьшить содержание нитратов в растениях. Это связано с тем, что органические удобрения разлагаются постепенно и медленнее усваиваются растениями.

Фосфорные минеральные удобрения

Химический элемент фосфор играет важную роль в усвоении растениями углекислого газа, входит в состав витаминов и ферментов.

Самое дешёвое фосфорное удобрение — тонкоизмельчённая фосфоритная руда (фосфоритная мука). Фосфор содержится в ней в виде нерастворимого в воде фосфата кальция Он усваивается растениями, произрастающими лишь на кислых почвах.

Наилучшие фосфорные удобрения — это растворимые фосфаты. Поэтому при производстве фосфорных удобрений из природных минералов фосфоритов и апатитов получают кислые фосфаты: двойной суперфосфат простой суперфосфат преципитат

Широкое распространение в сельском хозяйстве получили комплексные удобрения. Например, азот в комбинации с фосфором входит в состав аммофоса — смеси двух солей Если аммофос смешать с калийной селитрой, то получится аммофоска — комплексное удобрение, содержащее одновременно азот, фосфор и калий.

Фосфорные удобрения в нашей стране производятся на ОАО «Гомельский химический завод».

Калийные удобрения

Химический элемент калий улучшает водный режим растений, повышает их засухоустойчивость и морозостойкость, способствует накоплению крахмала в клубнях картофеля, сахарозы в сахарной свекле.

В качестве калийных удобрений используют хлорид калия КС1, сульфат калия и золу растений. Нитрат калия (калийная селитра) KN03 относится к комплексным удобрениям, поскольку содержит два питательных элемента — калий и азот.

На базе Старобинского месторождения сильвинита работает РУП ПО «Бе-ларуськалий» — один из ведущих мировых производителей калийных удобрений (рис. 76).

Важным калийным удобрением является зола древесины, соломы, стеблей растений. Особенно много калия содержится в золе ботвы картофеля, томатов, стеблей подсолнечника. Калий находится в золе в виде карбоната калия (поташа) . Это вещество хорошо растворимо в воде и легко усваивается растениями. Также в золе содержатся фосфор, кальций, железо, медь, бор и другие элементы, необходимые для развития растений. Например, потребность большинства растений в боре полностью удовлетворяется при внесении древесной золы массой 70 г на 1 м2 поверхности почвы.

Питательная ценность минеральных удобрений определяется содержанием в них питательных элементов. Питательную ценность азотных удобрений условно принято выражать через массовую долю в них химического элемента азота, фосфорных — через массовую долю оксида фосфора(V), калийных — через массовую долю оксида калия. Удобрения с высоким содержанием питательного элемента называются концентрированными.

Применение всех видов удобрений позволяет значительно увеличить урожайность сельскохозяйственных культур, поэтому производство минеральных удобрений — важнейшая задача химической промышленности. Особенно актуально увеличивать выпуск концентрированных и комплексных удобрений.

• Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений. Их вносят в почву для повышения урожайности.
• Минеральные удобрения подразделяются на азотные, фосфорные и калийные. Различают простые и комплексные удобрения.

Углерод и кремний

Углерод С и кремний Si — химические элементы группы IVA периодической системы. К этой же группе периодической системы относятся германий Ge, олово Sn и свинец Рb. Углерод и кремний относятся к элементам неметаллам, германий — полуметалл. У олова и свинца преобладают металлические свойства.

Строение атомов и степени окисления:

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов элементов группы IVA — , например у углерода — у кремния —

В соединениях с другими элементами атомы углерода и кремния могут проявлять степени окисления —4, +2 и +4, для элементов-полуметаллов и металлов в их соединениях с другими элементами (кроме гидридов) характерны положительные степени окисления +2 и +4.

Распространённость в природе:

В земной коре содержится 0,093 % углерода по массе, причём он встречается как в свободном состоянии, так и в виде химических соединений с другими элементами. Углерод является основой органической жизни на Земле. Велика доля этого элемента в горючих ископаемых: угле, нефти, торфе и природном газе. В процессе жизнедеятельности происходит постоянный круговорот углерода в природе — переход углерода из органических соединений в неорганические и обратно (рис. 77).

Углекислый газ накапливается в атмосфере за счёт извержения вулканов, сжигания топлива, работы предприятий, а также за счёт дыхания. Углекислый газ, также как и другие составные части воздуха, прозрачен для видимого солнечного света, поэтому последний доходит до поверхности Земли через толщу атмосферы. Нагреваясь, земная поверхность испускает тепло в виде инфракрасного излучения, которое частично поглощается молекулами С02. Тепло не может уйти в космическое пространство, атмосфера нагревается. Этот процесс называют парниковым эффектом (рис. 78).

Природные неорганические соединения углерода — карбонаты. Минерал кальцит является основой осадочных горных пород — известняков. Другие модификации карбоната кальция известны как мрамор и мел.

Прозрачная разновидность кальцита — исландский шпат (рис. 79) высоко ценится в оптике из-за способности к двулучепреломлению света. Сквозь кристалл исландского шпата любой предмет видится раздвоенным.

Самый большой кристалл исландского шпата длиной около б метров был найден в 1669 году в Исландии и считался одним из чудес света.

Кремний — второй по распространённости на Земле элемент после кислорода. В земной коре он находится в виде кремнезёма и различных силикатов. Например, гранит содержит более 60 % кремнезёма, а кристаллический кварц является самым чистым из природных соединений кремния с кислородом. Окрашенные разновидности кварца — аметист, цитрин и др. — используются в ювелирных украшениях. Кремний входит в состав растительных (хвощ, бамбук, крапива и др.) и животных (скелет, соединительные ткани) организмов.

Листья крапивы покрыты колючими волосками из чистого оксида кремния(IV), которые представляют собой полые трубочки длиной 1-2 мм. Они заполнены жидкостью, содержащей муравьиную кислоту. При лёгком прикосновении листьев крапивы к телу волоски проникают сквозь кожу и кислота попадает внутрь, вызывая жжение. При резком прикосновении хрупкие волоски обламываются и жжения не ощущается.

Простые вещества. Строение и физические свойства:

Среди аллотропных модификаций углерода наиболее известны алмаз, графит и фуллерены.

В алмазе каждый атом углерода окружён четырьмя такими же атомами, расположенными в вершинах правильного тетраэдра (рис. 80). Такое строение обусловливает особые физические свойства алмаза, прежде всего его твёрдость.

Алмаз служит эталоном твёрдости, которая по десятибалльной шкале оценивается высшим баллом 10.

В графите атомы углерода расположены слоями, состоящими из шестичленных колец (рис. 81). Эти слои связаны между собой гораздо слабее, чем атомы углерода в каждом слое. Слоистая структура графита обусловливает его мягкость: он легко оставляет след на бумаге. Графит хорошо проводит тепло и электрический ток. Мельчайшие кристаллы графита входят в состав сажи, образующейся при неполном сгорании органических соединений.

Фуллерены — это молекулярные вещества, шарообразные молекулы которых образованы атомами углерода, которые соединены в пяти- и шестичленные циклы (рис. 82). Внутри молекулы фуллеренов полые. В настоящее время получены фуллерены состава и др.

К аллотропным модификациям углерода относят тубулены, которые представляют собой полые цилиндрические трубки. Стенки этих трубок состоят из одного слоя графита, а торцы представляют собой половинки молекул фуллеренов. Поэтому тубулены рассматриваются как промежуточные соединения между графитом и фуллеренами. Известны и другие аллотропные модификации углерода. Так, Нобелевская премия 2011 года в области физики была присуждена за открытие и исследование свойств графена, структура которого представлена на рисунке 83. Существует и аморфный углерод — стеклоуглерод.

Кристаллическое строение кремния аналогично строению алмаза (см. рис. 80). Кристаллический кремний имеет серо-стальной цвет и металлический блеск. Он обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства простых веществ:

Для углерода и кремния характерна невысокая химическая активность: большинство реакций с их участием протекают только при высокой температуре. Химические свойства различных аллотропных модификаций углерода сходны, отличаются лишь условия протекания реакций, потому что энергия разрыва связей между атомами в алмазе, графите и других модификациях углерода различна.

В химических реакциях с простыми веществами углерод и кремний проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства (табл. 19). Как восстановители они взаимодействуют с кислородом и фтором.

В качестве окислителей углерод и кремний выступают при взаимодействии с металлами, образуя карбиды и силициды соответственно. Карбиды могут быть получены и при взаимодействии угля с оксидами:

В реакциях со сложными веществами, например с оксидами металлов (табл. 19), углерод и кремний чаще всего проявляют восстановительные свойства.

Применение углерода и кремния:

Области применения углерода представлены на рисунке 84. Углеродные материалы технического и медицинского назначения в широком ассортименте производятся на Светлогорском производственном объединении «Химволок-но». Здесь выпускают углеродный медицинский сорбент, который используется для лечения ран, язв, ожогов, а также в бытовых фильтрах для воды, фильтрах в медицинской и пищевой промышленности и т. п. Широкое применение находят также выпускаемые в Светлогорске углеродные нити и ткани.

Кремний находит широкое применение в полупроводниковой технике и микроэлектронике, без него невозможно представить себе ни одно современное электронное устройство (рис. 85). Пройдя цепочку сложных химических процессов — от получения сверхчистого кремния до создания микросхемы — кремний находится в компьютерах, мобильных телефонах, плеерах, электронных книгах и других устройствах. Используется кремний и в металлургии в качестве добавки к сталям, в производстве сплавов, в батареях для преобразования энергии солнечного излучения в электрическую энергию (рис. 86).

• В химических соединениях с другими элементами атомы углерода и кремния могут проявлять степени окисления -4, +2 и +4.
• Важнейшие аллотропные модификации углерода: графит, алмаз и фуллерены.
• Наиболее характерны для углерода и кремния химические реакции, в которых они проявляют себя как восстановители. В качестве окислителей углерод и кремний выступают при взаимодействии с металлами.

Оксиды углерода и кремния

Рассмотрим детальнее уже знакомые вам из курса химии 9-го класса оксид углерода(II), или угарный газ СО, оксид углерод а (IV), или углекислый газ и оксид кремния(IV) — Оксиды углерода являются веществами молекулярного строения, а оксид кремния(IVУ) имеет атомную кристаллическую решётку, каждая структурная единица которой представляет собой тетраэдр с атомом кремния в центре и атомами кислорода в вершинах (рис. 87). 

Физические свойства оксидов углерода и кремния приведены в таблице 20.
Таблица 20. Физические свойства оксидов углерода и кремния

Химические свойства оксидов

Оксид углерода(II) — это несолеобразующий оксид. При обычных условиях он не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами.

В то же время оксид углерода(II) реагирует с простыми и сложными веществами, проявляя восстановительные свойства. Он окисляется кислородом воздуха, превращаясь в оксид углерода(IV):

В присутствии катализатора — оксида марганца(IV) — данная реакция идёт уже при комнатной температуре.

В качестве восстановителя оксид углерода(II) взаимодействует с оксидами металлов:

Напомним, что оксид углерода(II) не случайно называется угарным газом. Этот оксид очень ядовит. Образуясь при неполном сгорании топлива, он может привести к сильному отравлению и даже смерти.

Оксид углерода(IV) и оксид кремния(IV) — это кислотные солеобразующие оксиды. Они взаимодействуют с основаниями и основными оксидами.

Оксид углерода(IV) при обычных условиях взаимодействует со щелочами в водных растворах, с твёрдыми щелочами и с основными оксидами, образуя соли — карбонаты. Так, при пропускании оксида углерода(IV) через насыщенный раствор гидроксида кальция («известковую воду») выпадает осадок карбоната кальция:

Эта реакция является качественной на

Оксид кремния(IV) взаимодействует с твёрдыми щелочами и с основными оксидами при сплавлении, образуя соли — силикаты:

Оксид углерода(IV) взаимодействует с водой, образуя непрочную угольную кислоту:

Оксид кремния(IV) с водой не взаимодействует.

Оксид углерода(IV) не горит и не поддерживает горения: зажжённая лучинка, внесённая в углекислый газ, гаснет.

Применение оксидов углерода и кремния:

Оксид углерода(II) используется в качестве восстановителя в металлургии, он служит исходным сырьём для получения органических веществ.

Применение углекислого газа основано на том, что он не поддерживает жизнедеятельность бактерий и плесени, поэтому его используют для хранения различных продуктов питания, а также для газирования воды. Углекислый газ входит в состав природных минеральных вод различных источников.

Твёрдый («сухой лёд») (рис. 88) используется для краткосрочного хранения Рис. 88. «Сухой лёд»    скоропортящихся продуктов. Кроме того, углекислый газ находит применение в производстве соды, используется в газовых лазерах.

Оксид кремния(IV) широко применяют в строительстве, для получения стекла, керамики, фарфора, кирпича, цемента. Напомним, что для получения оконного стекла смесь песка , соды , и мела (известняка) нагревают до температуры 800—1400 °С в специальных стекловаренных печах (рис. 89):

Если во время варки стекла в исходную смесь добавить немного оксида кобальта(II) СоО, то стекло приобретает синий цвет. Добавка примеси оксида марганца(II) МпО обеспечивает фиолетовый цвет стекла и т. д. Для получения легкоплавкого стекла вместо карбоната натрия используют поташ Отличительная особенность стекла — его способность размягчаться и в расплавленном состоянии принимать любую форму, которая сохраняется при застывании. На этом свойстве основано производство посуды и художественных изделий из стекла. 

Основными компонентами цемента, который получают спеканием смеси известняка и глины (рис. 90) при высоких температурах, являются силикаты кальция и алюминия. На территории нашей страны предприятия по производству цемента расположены в Волковыске, Костюковичах, Кричеве.

Кварц используется в радиотехнике, оптическом приборостроении. Кварцевая посуда широко применяется в химических лабораториях. Синтетический («белая сажа») используется как наполнитель в производстве резины.

Угольная и кремниевая кислоты. Карбонаты и силикаты

Поскольку оксид углерода(IV) и оксид кремния(IV) являются кислотными солеобразующими оксидами, то им соответствуют угольная и кремниевая кислоты.

Угольная кислота и её соли:

Слабая угольная кислота образуется при растворении углекислого газа С02 в воде. Эта кислота существует только в растворах, а при попытках выделить её распадается на воду и углекислый газ:

В водном растворе угольная кислота диссоциирует ступенчато:

Из приведённых уравнений видно, что при подкислении растворов гидрокарбонатов и карбонатов равновесие смещается в сторону образования вначале а затем, ввиду неустойчивости угольной кислоты, к её распаду с образованием углекислого газа. Взаимодействие сильных кислот с солями угольной кислоты приводит к выделению углекислого газа:

Взаимодействие с сильными кислотами можно рассматривать как качественную реакцию для распознавания карбонатов и гидрокарбонатов.

Карбонаты и гидрокарбонаты могут взаимопревращаться. Так, при действии углекислого газа в присутствии воды карбонаты превращаются в гидрокарбонаты:

При нагревании растворимый гидрокарбонат кальция превращается в нерастворимый карбонат:

Гидрокарбонаты можно перевести в карбонаты также действием избытка щёлочи:

При нагревании все гидрокарбонаты и некоторые карбонаты разлагаются с выделением углекислого газа:

Применение солей угольной кислоты:

Среди солей угольной кислоты большое значение имеет карбонат кальция который встречается в природе в виде мрамора, известняка, мела. Мрамор и известняк применяются в строительстве как облицовочные материалы. Известняк используют для получения извести, его вносят в почву для понижения кислотности. Мел используют для побелки, при производстве резины, а также в стекольной промышленности и других отраслях народного хозяйства.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) и его кристаллогидрат (кристаллическая сода) используются в производстве стекла, моющих средств, красителей и др. В больших количествах они применяются в целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтехимической и других отраслях промышленности.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) широко используется в медицине, пищевой промышленности, быту.

Карбонат калия (потаил) применяют в производстве стекла, мыла.

Кремниевая кислота и её соли:

Двухосновная кремниевая кислота относится к слабым кислотам. По силе она слабее угольной кислоты.

Кремниевую кислоту нельзя получить в результате взаимодействия оксида кремния(IV) с водой. Она получается при действии более сильных кислот на силикаты:

В воде практически не растворяется и выпадает из реакционной смеси в виде студенистого осадка. Состав кремниевой кислоты часто описывают общей формулой

Кремниевая кислота при нагревании или длительном хранении постепенно разлагается на воду и оксид кремния(IV):

Соли кремниевой кислоты — силикаты — можно получить в результате взаимодействия при высокой температуре оксида кремния(IV) с оксидами металлов, карбонатами или щелочами. Большинство силикатов плохо растворимы в воде.

Применение солей кремниевой кислоты:

Растворимые в воде силикаты натрия и калия («растворимое стекло») применяются как огнеупорное средство для пропитки древесины и тканей, они входят в состав огнеупорных замазок. Для изготовления несгораемых и электроизоляционных текстильных изделий используются также природные силикаты — асбесты.

Природные силикаты, как вы уже знаете, используются для получения керамики.

Способ производства фарфора — просвечивающегося в тонком слое керамического материала — был разработан в Китае в 206 веке до н. э. и держался в строжайшей тайне. Однако в XIII веке венецианский путешественник Марко Поло увёз в Италию не только образцы изделий из фарфора, но и рецепт его изготовления. Возможно, рецепт был утерян, потому что производство фарфора в Европе возникло лишь в начале XVIII века.

• Слабая угольная кислота существует только в растворах.  
• Соли угольной кислоты, кроме карбонатов некоторых щелочных металлов, при нагревании разлагаются с выделением углекислого газа.  
• Слабую кремниевую кислоту можно получить, действуя более сильными кислотами на растворы её солей.    

Неметаллов и их характеристика

В процессе изучения химии вы уже познакомились со многими элементами неметаллами и их соединениями и знаете, что из 117 известных на сегодняшний день химических элементов 23 относятся к неметаллам. Хотя число элементов неметаллов относительно невелико, они входят в состав практически всех органических и неорганических веществ. Вспомните, что самыми распространенными элементами в земной коре являются неметаллы кислород и кремний, суммарная массовая доля которых составляет более 75 %.

Положение в периодической системе:

В периодической системе неметаллы расположены в IIIA—VIIIA-группах, справа от ступенчатой линии в направлении от бора к элементу с атомным номером 118. К неметаллам относят и водород Н.

Число элементов неметаллов в группе увеличивается с номером группы. В IIIA-группе находится только один элемент неметалл — бор, a VIIIA-группa полностью состоит из неметаллов. Для некоторых элементов неметаллов применяются групповые названия. Так, элементы VIIIA-группы называют благородными газами, элементы VIIA- группы — галогенами, элементы VIA-группы — халькогенами. Элементы, расположенные вдоль условной разграничительной линии: бор В, кремний Si, германий Ge, мышьяк As, теллур Те, астат Аt часто называют полуметаллами.

Строение внешних электронных оболочек атомов и степени окисления:

У атома водорода Н на внешнем электронном слое находится один электрон, у атома гелия Не два электрона, электронный слой полностью заполнен, как и у других элементов VIIIA-группы. Атом бора В па внешнем электронном слое содержит три электрона и принадлежит к IIIА-группе.

У атомов других неметаллов на внешнем электронном слое содержится от 4 до 8 электронов.

Атомы водорода, имеющего строение электронной оболочки 1s¹, и гелия, имеющего строение электронной оболочки 1s², относятся к s-элементам, все остальные атомы неметаллов — к р-элементам. Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов р-элементов в основном состоянии: где n — номер периода.

Атомы неметаллов в их соединениях с атомами металлов, водорода и других менее электроотрицательных элементов проявляют отрицательные степени окисления от —4 до -1, например

В соединениях с более электроотрицательными элементами для атомов неметаллов характерны положительные степени окисления, например и др.

Благородные газы — ксенон Хе и в меньшей мере криптон Кг — в своих соединениях со фтором и кислородом также способны» проявлять положительные степени окисления +2, +4, +6 и +8.

Исключение составляет лишь фтор F, который в своих соединениях с другими элементами проявляет одну степень окисления — 1.

Простые вещества:

Физические свойства простых веществ, образуемых неметаллами, отличаются большим разнообразием. При обычных условиях простые вещества неметаллы могут существовать в твердом, жидком и газообразном состояниях (приведите примеры). Весьма разнообразна и их окраска (рис. 67). В широком интервале изменяются и другие физические свойства неметаллов. Так, аргон, хлор и сера в твердом состоянии являются диэлектриками, кремний — полупроводником, а достаточно высокая электропроводность графита позволяет использовать его в качестве токопроводящих электродов.

В одной из инструкций XIX в. так описано испытание серы на чистоту: «Если ты хочешь испытать серу, хороша она или нет, то возьми кусок серы в руку и поднеси к уху. Если сера трещит так, что ты слышишь ее треск, то она хороша, если же сера молчит и не трещит, то она не хороша…» Этот способ не устарел и сейчас: «трещит» только сера, содержащая не более 1% примесей.

Для многих простых веществ неметаллов известно по нескольку аллотропных модификаций, различающихся по своим физическим свойствам, как, например. простые вещества, образуемые углеродом, — графит, алмаз, карбин, фуллерены.

Простые вещества неметаллы существенно различаются по химической активности. Так, элементы VIIIA-группы — гелий Не, неон Ne, аргон Аr — образуют практически инертные вещества.

Наиболее химически активными неметаллами являются галогены и кислород. Сера, фосфор, а особенно углерод и кремний, вступают в химические реакции, как правило, только при повышенных температурах.

Неметаллы как простые вещества способны вступать в окислительно-восста-новительные реакции. В простых веществах степень окисления неметаллов равна нулю. В химических реакциях неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства неметаллов проявляются при их взаимодействии с металлами и водородом. В образующихся соединениях атомы неметаллов проявляют отрицательные степени окисления, например:

Неметаллы выступают в роли окислителей при взаимодействии с другими неметаллами, имеющими более низкую электроотрицательность, например сера окисляет фосфор:

Восстановительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с простыми веществами — сильными окислителями, например с кислородом:

Атомы неметаллов в оксидах проявляют положительные степени окисления.

В качестве восстановителей неметаллы, например углерод (кокс, уголь) или водород, используются при выделении металлов из руд:

При взаимодействии со сложными веществами неметаллы проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства.

Так, кислород способен окислять многие органические соединения, например этиловый спирт сгорает на воздухе:

• С использованием простых веществ неметаллов и их значением в жизни и деятельности человека вы познакомитесь в следующих параграфах.
• К неметаллам относятся 23 химических элемента из всех известных на сегодняшний день. В периодической таблице элементы неметаллы, кроме водорода, расположены в правой части таблицы в IIIA—VIIIA-группax.
• Атомы неметаллов в их соединениях с металлами, водородом и другими менее электроотрицательными элементами проявляют отрицательные степени окисления от —4 до —1, а в соединениях с более электроотрицательными элементами — положительные степени окисления от +1 до +7.
• ► В химических реакциях простые вещества неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Водород

Строение атома и положение в периодической системе:

Атом водорода состоит из ядра, содержащего один протон, и одного электрона на окружающей ядро орбитали. Такое строение внешнего электронного слоя характерно для элементов IA-группы, поэтому водород можно отнести к элементам этой группы.

Одновременно водород можно отнести и к элементам VIIA-группы, поскольку так же, как и у элементов данной группы, для завершения внешнего электронного слоя у него не хватает одного электрона.

В природе водород встречается в виде нуклида ¹Н — протия с примесью стабильного нуклида ²Н — дейтерия, для обозначения которого иногда пользуются символом D. Дейтерий входит в состав так называемой «тяжелой воды» D₂0, которая используется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. Радиоактивный нуклид водорода тритий ³Н, обозначающийся символом Т, в природе встречается в следовых количествах.

Степени окисления:

Атом водорода в соединениях с более электроотрицательными элементами проявляет степень окисления +1, например и др. А в соединениях с металлами — гидридах — степень окисления атома водорода равна —1, например и др.

Распространенность в природе:

Во Вселенной водород является самым распространенным элементом. На долю этого элемента приходится около 75 % массы Вселенной. Он входит в состав Солнца и многих других звезд, туманностей. Большие планеты Солнечной системы Юпитер и Сатурн в основном состоят из водорода.

Среди элементов, существующих на Земле, водород — девятый по распространенности. Наиболее важным его соединением, встречающимся в природе, является вода. Водород входит в состав природного газа, нефти, а также всех животных и растительных организмов. В виде простого вещества водород встречается крайне редко в вулканических газах.

Простое вещество:

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью (см. рис. 16).

Физические свойства. Водород — бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса, он в 14,5 раз легче воздуха.

На отдельных планетах водород может существовать в твердом состоянии. Кристаллический водород получен и на Земле, но при сверхвысоком давлении. Твердый водород проявляет металлические свойства.

Молекула водорода неполярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (-252,6 °С) и плавления (-259,2 °С). Низкая температура кипения обусловливает использование жидкого водорода в качестве хладагента.

Водород незначительно растворяется в воде (около 0,09 г на I дм³ воды ). Благодаря этому при получении его в лаборатории можно собирать методом вытеснения воды.

Получение водорода. В лаборатории водород чаше всего получают при взаимодействии разбавленных соляной или серной кислот с цинком:

В промышленности при производстве водорода используют метод каталитической конверсии метана:

Химические свойства. Простое вещество водород при взаимодействии с другими веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Основные химические свойства водорода представлены на схеме (рис. 68), где над стрелками записаны вещества, взаимодействующие с водородом, а под стрелками указаны условия проведения реакций.

Взаимодействие водорода с простыми веществами:

Водород как восстановитель проявляет себя в реакциях с простыми веществами неметаллами, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Реакции водорода с наиболее активными неметаллами протекают очень интенсивно, сопровождаются горением или даже взрывом. Примером такой реакции может служить взаимодействие водорода с хлором при освещении:

Соединения водорода с галогенами — — при растворении в воде диссоциируют с образованием гидратированных ионов водорода, т. е. проявляют кислотный характер, например:

С азотом водород взаимодействует в присутствии катализатора при повышенных температуре и давлении, образуя аммиак:

Раствор аммиака в воде проявляет основные свойства.

Окислительная способность водорода проявляется при взаимодействии его со многими активными металлами при повышенных температуре и давлении. В результате реакций образуются гидриды, в которых степень окисления водорода равна — 1, например:

Гидриды щелочных металлов легко разлагаются водой, в результате реакции образуются щелочь и водород:

Взаимодействие водорода со сложными веществами:

При нагревании водород способен восстанавливать металлы из их оксидов:

присоединяться ко многим органическим молекулам:

При взаимодействии водорода с оксидом углерода(II) получают метиловый спирт:

Во всех этих реакциях водород выступает в качестве восстановителя, образуя соединения, в которых его степень окисления равна +1.

Области применения водорода представлены на рисунке 69. Согласно оценкам экспертов водород является весьма эффективным топливом: на единицу массы он выделяет теплоты в 2,6 раза больше, чем природный газ, в 8,3 раза больше, чем древесина. Водород — экологически чистое топливо, так как при его сгорании образуется только вода.

• Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ко-валентной неполярной связью.
• Простое вещество водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Галогены

Положение в периодической системе:

Элементы VIIA-группы периодической системы — галогены: фтор F, хлор Cl, бром Вr, иод I и редко встречающийся в природе астат At — типичные неметаллы.

Названия галогенов образованы в соответствии с их свойствами: фтор — в переводе с греческого языка «разрушающий», хлор — «желто-зеленый», бром — «зловонный», qод — «фиолетовый».

Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов галогенов фтор — хлор — бром — йод — астат —

Атомы галогенов легко присоединяют недостающий до завершения электронного слоя один электрон и в своих соединениях проявляют степень окисления —1,  например и т. д. Хлор Cl, бром Вr, йод I и астат At в соединениях с более электроотрицательными элементами (фтором, кислородом, азотом) проявляют положительные степени окисления +1, +3, +5, +7, например:  Для фтора характерна постоянная степень окисления — 1.

Распространенность в природе:

Галогены в природе существуют только в виде соединений с другими элементами. Наиболее распространены хлор и фтор, их содержание составляет 0,19 °о и 0,03 % от массы земной коры. Природные соединения галогенов представлены в таблице 16. Все галогены в виде солей содержатся в водах океанов, морей, рек и озер.

Простые вещества:

Физические свойства. Простые вещества галогены состоят из двухатомных молекул. При обычных условиях фтор и хлор — газы, бром — жидкость, йод и астат — твердые вещества. Температуры плавления и кипения простых веществ галогенов сверху вниз по группе повышаются (табл. 17).

Все галогены — окрашенные вещества. Галогены имеют характерный резкий запах, являются весьма токсичными. Они хорошо растворяются в органических растворителях, хуже — в воде.

Получение. В лаборатории хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на перманганат калия:

Основным методом промышленного получения хлора является электролиз водных растворов хлоридов:

При этом образуются еще два ценных химических продукта — водород и гидроксид натрия.

Фтор в промышленных масштабах получают электролизом расплавов фторидов, а бром и иод — действием хлора на растворы бромидов и иодидов со-‘ ответственно:

Химические свойства. В химических реакциях с металлами галогены ведут себя как окислители. Так, фтор уже при обычных условиях реагирует с большинством металлов, а алюминий и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

 

Рис.70. Горение сурьмы в хлоре

В колбе, наполненной хлором, красиво вспыхивают и сгорают кристаллики измельченной сурьмы (рис.70), образуя при этом смесь двух хлоридов сурьмы (III) и (V):

Галогены способны окислять и неметаллы. Но если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то реакция йода с водородом протекает медленно даже при нагревании. Следовательно, реакционная способность галогенов по отношению к водороду понижается при переходе от фтора к йоду.

Окислительная способность фтора по отношению к другим галогенам проявляется в образовании межгалогенных соединений (интергалогенидов). Эти соединения образуются при сочетании двух разных галогенов. Степень окисления фтора в них всегда равна -1, а степени окисления других галогенов изменяются от+ 1 до +7, например: фторид хлора(III) ClF₃, фторид бpoмa(V)BrF₅, фторид йода(VII) IF₇.

Каждый галоген является самым сильным окислителем в своем периоде. По группе от хлора к иоду окислительные свойства простых веществ галогенов уменьшаются.

Рассматривая изменение окислительных свойств галогенов по группе, необходимо отметить, что каждый вышестоящий элемент вытесняет последующий из растворов галогеноводородных кислот и их солей. Так, хлор вытесняет бром и йод из растворов бромидов и йодидов, например:

Бром вытесняет йод:

В качестве окислителей галогены выступают и по отношению ко многим органическим соединениям, например:

Важнейшие химические свойства хлора представлены на схеме (рис. 71)

В соединениях с другими элементами галогены (кроме фтора) проявляют степени окисления —1, +1, +3, +5, +7. Для фтора характерна постоянная степень окисления —1.

Окислительные свойства простых веществ галогенов проявляются при их взаимодействии с металлами, неметаллами и углеводородами.

Соединения галогенов и их свойства

Галогены образуют различные соединения с другими элементами и друг с другом. Это — соединения с водородом (галогеноводороды, например хлороводород HCl), с металлами (галогениды, например фторид натрия NaF), с кислородом (оксиды, например оксид хлора(VII) С1₂0₇, и гидроксиды — кислородсодержащие кислоты, например хлорная кислота НСlO₄), соединения галогенов друг с другом (интергалогениды, например фторид брома(I) BrF).

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты:

Галогеноводороды — HCI, НВr и HI — при обычных условиях бесцветные ядовитые газы с резким запахом. Фтороводород HF представляет собой сильно дымящую на воздухе ядовитую жидкость с резким запахом.

Галогеноводороды можно получить, как уже отмечалось в предыдущем параграфе, при непосредственном взаимодействии водорода с простыми веществами галогенами.

Например:

В лаборатории хлороводород получают также, действуя на твердую соль концентрированной серной кислотой при нагревании:

Все галогеноводороды хорошо растворимы в воде. Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами, это HF— фтороводородная, или плавиковая, кислота, НС1 — хлороводородная, или соляная, кислота, НВr — бромоводородная кислота. HI — йодоводородная кислота. Плавиковая кислота слабая, остальные — сильные кислоты.

Плавиковая кислота является слабой из-за способности ее молекул к образованию ассоциатов типа (H₂F₂) или за счет водородных связей.

Галогеноводороды и галогеноводородные кислоты проявляют окислительные свойства за счет атома водорода в степени окисления +1:

Газообразные HCl, НВr, HI, а также соответствующие кислоты и их соли проявляют свойства восстановителей за счет атома галогена в степени окисления — 1. В качестве примера можно привести реакцию:

В ряду галогенов от HCI к III восстановительная способность усиливается. HF и фториды восстановительных свойств не проявляют.

Cоли галогеноводородных кислот:

Галогеноводородные кислоты образуют соли — галогениды: фториды, хлориды, бромиды, йодиды. Хлориды, бромиды и йодиды многих металлов хорошо растворимы в воде.

Для определения в растворе хлорид-, бромид- и иодид-ионов используют реакцию с нитратом серебра(I) В результате взаимодействия хлоридов и самой соляной кислоты) с этим реактивом выпадает белый творожистый осадок хлорида серебра(I):

В реакциях нитрата серебра(I) с растворами бромоводородной кислоты и ее солей, йодоводородной кислоты и ее солей также образуются осадки, которые различаются оттенками: AgBr — светло-желтый; AgI — желтый.

Таким образом, нитрат серебра(I) является реактивом на галогенид-ионы: хлориды, бромиды и йодиды.

Кислородсодержащие кислоты хлора и их соли

Известен целый ряд кислородсодержащих кислот хлора и их солей, формулы и названия которых приведены в таблице 18.

Все указанные кислоты хорошо растворимы в воде. Хлорная кислота НClО₄, известна в свободном виде, остальные существуют лишь в разбавленных водных растворах. Так, например, хлорноватистая кислота получается при растворении хлора в воде. В одном объеме воды при комнатной температуре растворяется около 2,3 объемов хлора. В получающейся при этом хлорной воде устанавливается равновесие:

Хлорноватистая кислота НСlO неустойчива: при освещении она быстро разлагается с выделением атомарного кислорода: 

Протеканием этой реакции объясняются сильные окислительные свойства хлорной воды. Например, в ней обесцвечиваются многие органические красители (рис. 72). Именно из-за способности хлорноватистой кислоты окислять многие органические вещества в ряде стран, в том числе и в России, питьевая вода обеззараживается хлором. Гипохлориты входят в состав некоторых средств для дезинфекции и отбеливания. Сильным дезинфицирующим средством является хлорная (или белильная) известь, которая получается при взаимодействии хлора с гашеной известью:

Хлорная известь является смешанной солью соляной и хлорноватистой кислот, ее название — гипохлорит-хлорид кальция.

Применение галогенов и их соединений:

Кроме применения для обеззараживания воды, отбеливания бумаги и тканей, хлор применяется для получения соляной кислоты, органических растворителей, ядохимикатов. В цветной металлургии методом хлорирования руд из них извлекают некоторые металлы (титан, ниобий, тантал).

Фтор применяют как окислитель ракетного топлива, для получения фторорганических соединений. В быту все более широкое применение находит посуда с покрытием из фторсодержащей пластмассы тефлона. Важное значение имеет фтор и в промышленном производстве, его природное соединение (как oно называется?) используется в производстве алюминия.

Главными потребителями брома и йода являются фармацевтическая и химическая промышленность, а также производство светочувствительных фотоматериалов.

• Галогеноводороды можно получить при непосредственном взаимодействии водорода с простыми веществами галогенами.
• Растворы галогеноводородов в воде являются кислотами. Галогеноводородные кислоты образуют соли — галогениды.
• Реактивом на хлорид-, бромид- и иодид-ионы является нитрат серебра(1) AgNO₃.

Кислород и сера — р-элементы VIA-группы

Положение в периодической системе:

Кислород О, сера S, селен Se, теллур Те являются элементами VIA-группы периодической системы элементов и имеют общее название халькогены. К VIA-группе относится также радиоактивный элемент полоний Ро.

Электронная конфигурация внешнего электронного слоя атомов элементов VIA-группы например у кислорода — у серы —

До завершения внешней электронной оболочки этим атомам не хватает по 2 электрона, поэтому они способны проявлять в своих соединениях степень окисления —2.

Кислород в соединении со фтором OF₂ проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Распространенность в природе:

Кислород — самый распространенный элемент на Земле. В виде простого вещества этот элемент является второй по количеству (примерно 21 % по объему) и первой по значению для жизни составной частью атмосферы. Кислород входит в состав воды, покрывающей поверхности земного шара, многочисленных минералов и образуемых ими руд, многих органических соединений. Он необходим для жизни, так как участвует в процессе дыхания.

Сера в природе встречается в самородном состоянии, в виде соединений с металлами — сульфидов или сульфатов. Сера относится к жизненно важным химическим элементам, она входит в состав биологических тканей всех растений и животных.

Простые вещества:

Кислород: Вы уже знаете, что кислород существует в виде двух аллотропных модификаций — кислорода О₂ и озона 0₃. Аллотропия кислорода и озона обусловлена различным числом атомов кислорода в молекулах веществ: О,и О,.

В таблице 19 приведены физические свойства кислорода и озона.

Простые вещества кислород и озон различаются и по своим химическим свойствам. Кислород непосредственно взаимодействует со всеми простыми веществами, кроме золота, платины и галогенов. Например, он способен окислять металлы, образуя оксиды:

При взаимодействии натрия с кислородом воздуха образуется пероксид

Взаимодействие кислорода с неметаллами также приводит к образованию оксидов:

Озон является более сильным окислителем, чем кислород. Многие малоактивные металлы, например серебро, ртуть, он окисляет уже при обычных условиях:

Повышенная окислительная способность озона объясняется тем, что от его молекулы легко отрывается один атом кислорода, который и принимает участие в реакциях окисления:    

Поэтому одним из продуктов реакций с участием озона часто является кислород.

Кислород и озон способны окислять и сложные вещества. Органические вещества, окисляясь, превращаются в углекислый газ, воду, другие органические соединения.

В большинстве реакций окисления с участием кислорода выделяются теплота и свет. Как вы помните, такие реакции называются горением. Например, сероводород при поджигании в избытке кислорода сгорает в соответствии с уравнением:

Озон воспламеняет многие органические вещества (скипидар, спирт, эфир), обесцвечивает красители. Он способен взаимодействовать с непредельными органическими соединениями, например алкенами. с разрывом двойной связи. Этот процесс способствует старению резины.

Получение кислорода и озона. В лаборатории кислород получают при термическом разложении перманганата калия:

или бертолетовой соли (хлората калия) в присутствии в качестве катализатора:

В промышленности кислород получают путем сжижения воздуха с его последующей фракционной перегонкой или электролизом воды:

В природе кислород образуется в процессе фотосинтеза. Поглощая солнечную энергию, растения синтезируют глюкозу из углекислого газа и воды, выделяя при этом свободный кислород:

Озон получают при действии электрического разряда па кислород в специальном приборе — озонаторе.

В природе озон образуется при грозовых разрядах. Озон существует в верхних слоях атмосферы, образуя озоновый слой, который защищает Землю и ее обитателей от жесткого ультрафиолетового излучения Солнца.

Сильное обогащение воздуха озоном может стать опасным для здоровья человека: увеличение содержания озона в воздухе выше предельно допустимой концентрации (ПДК), равной 100 мкг/м , приводит к появлению головных болей, раздражению дыхательных путей и глаз, а затем к ослаблению сердечной деятельности. Источниками озона являются работающие копировальные установки (ксероксы) и лазерные принтеры, а также источники ультрафиолетового и рентгеновского излучения.

Области применения кислорода представлены на рисунке 73. Напомним, что кислород хранят в стальных баллонах, окрашенных в голубой цвет, под давлением около 15 МПа, а в лаборатории — в специальных приборах — газометрах.

Озон используется для озонирования воздуха и питьевой воды; для обезвреживания промышленных сточных вод; как дезинфицирующее средство в медицине; как окислитель ракетного топлива; в качестве отбеливающего средства.

Сера. При обычных условиях сера — твердое, хрупкое вещество желтого цвета (рис. 74). В воде не растворяется.

Простое вещество сера существует в виде нескольких аллотропных модификаций. В кристаллах и в неводных растворах сера чаше всего состоит из циклических молекул с одинаковой формулой S₈. Аллотропные модификации серы в уравнениях химических реакций для упрощения обозначают буквой S.

Наиболее устойчивы при обычных условиях сера ромбическая и сера моноклинная. Их кристаллы отличаются взаимной ориентацией циклических молекул S₈ (рис. 75). Если расплав серы быстро охладить, то образуется сера пластическая, молекулы которой состоят из полимерных цепей, содержащих в зависимости от температуры от тысячи до миллиона атомов. В настоящее время получены циклические молекулы серы, имеющие в цепочке до 20 атомов. Аллотропия серы обусловлена как разным числом атомов в молекуле, так и различным расположением молекул S₈ в кристаллах простых веществ.

Химические свойства серы представлены на рисунке 76.

Окислительные свойства серы проявляются при ее взаимодействии с металлами, кроме золота и платины, например:

Сера взаимодействует и с неметаллами, например горит в кислороде:

При взаимодействии серы с водородом при высокой температуре образуется сероводород:    

Применение серы. Серу используют для производства серной кислоты, изготовления спичек, бенгальских огней, для борьбы с вредителями сельского хозяйства и для лечения некоторых болезней. Кроме того, сера находит применение в производстве резины, красителей и взрывчатых веществ.

• Для кислорода в соединениях с другими элементами наиболее характерна степень окисления —2, атомы серы, селена и теллура проявляют степени окисления —2, +2, +4 и +6.
• Наиболее устойчивы три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая.
• Окислительные свойства кислорода и серы проявляются в их реакциях с металлами, водородом и некоторыми другими неметаллами.

Водородные соединения кислорода и серы

Кислород и сера образуют соединения с водородом, из которых вы уже знаете воду Н₂0 и сероводород H₂S. Известны и другие водородные соединения: пероксид водорода Н₂0₂ и полисульфиды водорода (полисульфаны) H₂S_n. Рассмотрим эти соединения более подробно.

Вода и сероводород:

Вода Н₂0 — важнейший природный оксид. Пространственное строение молекулы воды хорошо изучено (см. рис. 26, 38). Она имеет угловое строение с длиной связи Н — О, равной 0,096 нм, а угол между связями Н—О — Н составляет 104,5°.

Физические свойства. При обычных условиях вода — жидкость без вкуса и запаха, в тонком слое бесцветна. Ряд физических свойств воды аномален. Так, например, плотность твердой воды (льда) меньше, чем жидкой; слишком высоки температуры плавления и кипения воды и др.

Вода является слабым электролитом:

Концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в воде при температуре 25 °С равны 10^—7 моль/дм³, или, другими словами, рН чистой воды при этих условиях равен 7.

Сероводород H₂S — ядовитый газ с резким неприятным запахом. В природе сероводород образуется при гниении растительных и животных организмов, поэтому, например, тухлые яйца пахнут сероводородом. Опасность сероводорода в том, что после легкого отравления его запах перестает ощущаться. Отравляющее действие сероводорода объясняется тем, что, попадая в организм, он связывается c железом гемоглобина крови.

Молекула сероводорода H₂S также имеет угловое строение (рис. 77), но валентный угол в ней меньше, чем в молекуле воды, и равен 92^о.

В отличие от воды сероводород термически нестоек и разлагается на простые вещества при нагревании:

Сероводород растворим в воде, водный раствор сероводорода называется сероводородной кислотой. Эта кислота является слабой, ее диссоциация протекает ступенчато:

Химические свойства:

Вода не обладает ярко выраженными окислительными или восстановительными свойствами, хотя может выступать при взаимодействии с другими веществами и как окислитель, и как восстановитель. В качестве окислителя вода выступает в реакциях с активными металлами (запишите самостоятельно примеры уравнении реакций), гидридами металлов, например:

и некоторыми другими веществами.

Восстановительные свойства воды проявляются, например, в ее реакции со фтором:   

Вода способна присоединяться к молекулам или ионам других веществ, гидратируя их. Так, вода взаимодействует с оксидами металлов и неметаллов:

с органическими соединениями:

Взаимодействие с водой приводит к разложению (гидролизу) некоторых солей, сложных эфиров и других соединений.

Молекулы воды также способны выступать в качестве лигандов в комплексных соединениях, образовывать кристаллогидраты.

Газообразный сероводород проявляет за счет атома водорода в степени окисления + 1, например в реакциях с некоторыми металлами при нагревании:

Наиболее характерны для сероводорода восстановительные свойства Сероводород легко окисляется кислородом воздуха до серы и сгорает в кислороде с образованием оксида серы(1V). (Запишите самостоятельно уравнения соответствующих реакций.)

Как сильные восстановители сероводород и сероводородная кислота легко окисляются галогенами:

Сероводородная кислота также вступает в реакции обмена с основаниями и солями, например:

Как двухосновная кислота сероводородная кислота образует два ряда солей: сульфиды, например сульфид калия K₂S, и гидросульфиды, например гидросульфид калия KHS. Большинство сульфидов (за исключением сульфидов щелочных металлов) нерастворимы. Многие сульфиды окрашены: CuS, PbS, NiS — черного цвета, CdS — желтого, ZnS — белого, MnS — розового. На различной растворимости сульфидов и окраске многих из них основаны качественные реакции на сульфид-ион.

Сульфид олова,IV, SnS₂ имеет цвет, похожий на цвет золота, и называется сусальным золотом. Это название известно еще со времен алхимиков.

Мягкий природный минерал черного цвета сурьмяный блеск, или сульфид сурьмы) ПО Sb₂S₃, женщины в старину использовали для подкрашивания бровей. В русском языке даже существовало выражение «сурьмить брови».

Пероксид водорода:

Строение молекулы пероксида водорода Н₂0₂ показано на рисунке 78. При обычных условиях пероксид водорода — жидкость. При 40°С пероксид водорода разлагается с выделением атомарного кислорода:

Наличие в молекуле пероксида водорода атомов кислорода в промежуточной степени окисления -1 объясняет окислительно-восстановительную двойственность этого соединения. Так, например, в реакции с сульфитом калия пероксид водорода является окислителем:    

Пероксид водорода может проявлять и восстановительные свойства в реакциях с более сильными окислителями, например с перманганатом калия

Пероксид водорода находит широкое применение для получения отбеливателей, антисептических средств, пероксидов и др.

Пероксиды щелочных металлов используются для регенерации кислорода в замкнутых помещениях, например на подводных лодках:

Получены и соединения серы с водородом общей формулы где n изменяется от 2 до 20, например: Наиболее известны соли, например FeS₂ — пирит, который можно рассматривать как соль кислоты Н₂S₂.

• Кислород и сера образуют два ряда соединений с водородом. Наиболее известны среди них вода, пероксид водорода и сероводород. В окислительно-восстановительных реакциях вода может быть как окислителем, так и восстановителем.
• Водный раствор сероводорода является слабой сероводородной кислотой. В газообразном виде и в растворах H₂S проявляет восстановительные свойства за счет атомов серы в степени окисления -2. Сероводородной кислоте соответствуют два ряда солей: сульфиды и гидросульфиды.
• Пероксид водорода обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

Кислородсодержащие соединения серы

Оксиды серы и сернистая кислота:

В соединениях с кислородом сера проявляет степени окисления +4 и +6.

Оксид серы (IV) — сернистый газ SO₂ — представляет собой газ с резким, характерным запахом, который получается при горении серы:

Одно из самых древних применений серы связано с окуриванием горящей серой жилищ, так как как писал историк Плиний-старший в I в. до н. э., «запахи горения серы могут предохранять от всяких чародейств и прогнать всякую нечистую силу». Дезинфицирующие и бактерицидные свойства оксида серы(1V) используются и в настоящее время. Сернистый газ применяют для обработки овощехранилищ, фруктов, чтобы предотвратить загнивание.

Раствор SO₂ в воде (до 40 объемов SO₂ на 1 объем воды) — неустойчивая, двухосновная сернистая кислота, которая существует только в растворе:

Сернистая кислота является слабой кислотой, в водных растворах она диссоциирует ступенчато с образованием гидросульфит- и сульфит-ионов:

Сернистая кислота проявляет химические свойства, общие для кислот: взаимодействует с основными оксидами, основаниями, вступает в реакции обмена С солями других кислот, в частности вытесняет из солей более слабую угольную кислоту:

Промежуточное значение степени окисления серы в оксиде серы(1V) и сернистой кислоте обусловливает их способность проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. (Составьте самостоятельно уравнения реакций сернистой кислоты с более сильными окислителями — кислородом и хлором.) В реакции с сероводородом сернистая кислота, наоборот, является окислителем:

Оксид серы(V1) получают, окисляя оксид cepы(IV) в присутствии катализатора при температуре около 500 °С:

При обычных условиях оксид серы(VI) S0₃ — бесцветная едкая жидкость, которая при температуре ниже 17 °С превращается в белое кристаллическое вещество. Это типичный кислотный оксид, который взаимодействует с водой, образуя сильную серную кислоту:

Серная кислота:

Графическая формула и модель молекулы серной кислоты приведены на рисунке 79.

В концентрированных растворах серная кислота диссоциирует обратимо как слабый электролит: 

В разбавленных растворах серная кислота является сильным электролитом, и ее диссоциацию описывают следующим образом:

Физические свойства серной кислоты. Серная кислота — тяжелая (плотность 1,83 г/см³), бесцветная маслянистая жидкость без запаха. Она смешивается с водой в любых отношениях.

Процесс растворения химическим количеством 1 моль сопровождается выделением 92 кДж теплоты, что сравнимо с величинами тепловых эффектов химических реакций. При растворении серной кислоты в воде происходит разогревание смеси, которое может сопровождаться ее разбрызгиванием. Поэтому нельзя приливать воду к кислоте, следует при непрерывном перемешивании раствора  вливать кислоту в воду.

Выделение большого количества теплоты при взаимодействии серной кислоты с водой свидетельствует об образовании прочных соединений между этими двумя веществами — гидратов например: и т. д. Способность серной кислоты образовывать гидраты позволяет использовать ее как водоотнимающий агент, например для осушения газов.

Химические свойства серной кислоты. Сульфаты. Разбавленная серная кислота проявляет все характерные для кислот свойства: взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода; с основными и амфотерными оксидами, с основаниями и солями. При этом образуются соли: средние — сульфаты, например K₂SО₄, и кислые — гидросульфаты, например KHSO₄.

Среди сульфатов меньше других растворим сульфат бария. Поэтому растворимые соли бария используются для качественного обнаружения серной кислоты и ее солей в водных растворах:

В результате реакции образуется белый осадок сульфата бария.

Концентрированная серная кислота является более сильным окислителем, чем разбавленная. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется.

С металлами, стоящими в ряду активности после водорода (кроме золота и платины), реакция протекает с образованием оксида серы( IV) S0₂:

В реакции с металлами, находящимися в ряду активности до водорода, концентрированная серная кислота может восстанавливаться до SO₂, серы S или сероводорода H₂S в зависимости от активности металла и условий протекания реакции:

В результате реакции, как правило, образуется смесь продуктов восстановления серы. Но уравнение реакции записывают с указанием преобладающего продукта.

Чем выше реакционная способность металла (т. е. чем левее он стоит в ряду активности), тем вероятнее получение продукта с более низкой степенью окисления серы.

Напомним, что железо, алюминий и некоторые другие активные металлы пассивируются концентрированной серной кислотой (при н. у.).

Концентрированная серная кислота способна взаимодействовать с простыми веществами неметаллами, например с серой:

Окисляя многие сложные органические соединения, серная кислота обугливает бумагу, ткань, древесину, одежду и кожу. Поэтому обращаться с концентрированной серной кислотой надо осторожно.

Производство серной кислоты:

В качестве сырья для производства серной кислоты в промышленности используют сульфидные руды, серу, сероводород из сырой нефти, побочные продукты производства цемента, отходы металлургических производств. Отметим, что более 30 % серной кислоты в мире получают именно путем переработки отходов химических и металлургических производств.

Рассмотрим производство серной кислоты из пирита FeS₂, который также называют железный, или серный, колчедан. Первая стадия процесса — обжиг пирита протекает в соответствии с уравнением:

Оксид серы( IV) окисляется до оксида серы(V1) в присутствии катализатора (платины или оксида ванадия(V)) при температуре 450^оС и давлении около 200 кПа:

Затем оксид серы(VI) поступает в башню, где поглощается концентрированной 96—98 %-й серной кислотой. Здесь S0₃ взаимодействует с водой, содержащейся в концентрированном растворе серной кислоты:

Водой оксид серы(VI) не поглощают, так как при этом образуется устойчивый «туман» из мельчайших капель серной кислоты, который плохо конденсируется.

В зависимости от длительности насыщения серной кислоты оксидом серы(VI) образуются концентрированный раствор серной кислоты, 100 %-я серная кислота, олеум (от лат. «масло») т. е. раствор S0₃ в 100 %-й серной кислоте.

Области применения серной кислоты и сульфатов представлены на рисунке 80.

• Серная кислота H₂S0₄ — тяжелая, бесцветная маслянистая жидкость без запаха.
• Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода; с оксидами металлов; с основаниями; с солями.
• При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами водород не выделяется. Железо и алюминий концентрированной серной кислотой пассивируются при н. у.
• Дня качественного обнаружения в водных растворах серной кислоты и ее солей используют растворимые соли бария.

Понятие о выходе продукта химической реакции

Химические уравнения, составленные на основе закона сохранения массы веществ, позволяют проводить расчеты, в том числе вычислять выход продукта.

Выход продукта — важный показатель эффективности химического процесса. На его основании в реальном производственном процессе делается вывод о полноте превращения сырья, затратах энергии, необходимости введения дополнительных операций и пр. В реальных условиях из-за обратимости многих реакций, потерь вещества в результате испарения, растворения или образования побочных продуктов выход вещества всегда меньше того, который должен был бы получиться в соответствии с уравнением реакции. Следовательно, практический выход продукта реакции обычно всегда меньше, чем теоретический.

Выход продукта химической реакции — это отношение фактически полученного продукта к максимально возможному, вычисленному по уравнению реакции.

Обозначается относительный выход продукта реакции буквой греческого алфавита (эта) и выражается в долях единицы или процентах.

Необходимо подчеркнуть, что выход продукта можно вычислять по отношению масс, объемов или химических количеств вещества:

Во всех этих случаях будет найдено одно и то же значение искомой величины. Например, если известно, что для реакции окисления оксида серы(1V)до оксида серы(V1):

выход составляет 80 % (или 0,8), то это означает, что из оксида серы(1V) массой 64 г (объемом 22,4 дм³, химическим количеством I моль) мы получим оксид се-ры(V1) массой не 80 г (объемом 22,4 дм³, химическим количеством 1 моль), а массой 80 г • 0,8 = 64 г (объемом 17,9 дм³, химическим количеством 0,8 моль).

Рассмотрим несколько примеров расчетов с использованием понятия «выход продукта реакции».

Пример №15

При сжигании серы массой 48 г получен оксид cepы(IV) объемом (н. у.) 28,6 дм³. Определите выход продукта реакции.

Дано:

Решение

1. Чтобы найти объем S0₂, который теоретически можно получить из серы массой 48 г, запишем уравнение реакции:

Из серы химическим количеством 1 моль (32 г) согласно уравнению реакции получаем оксид cepы(IV) химическим количеством 1 моль (22,4 дм³). Составим пропорцию:

2. Рассчитаем выход продукта реакции:

Ответ: выход продукта реакции равен 85 %.

Пример №16

Определите массу пирита FeS₂ который требуется подвергнуть обжигу для того, чтобы получить оксид серы(IV) объемом 8,96 м³, если выход продукта реакции составляет 90 %. 

Дано:

Решение

1. Определяем теоретический объем оксида серы(IV):

2. Составим уравнение реакции получения оксида cepы(IV) и произведем расчет теоретической массы пирита:

Ответ: для получения оксида cepы(IV) потребуется пирит массой 25,61 кг.

Азот и фосфор — р-элементы VA-группы

Положение в периодической системе:

Азот и фосфор расположены в VA-группе периодической системы. К этой же группе периодической системы относятся мышьяк As, сурьма Sb и висмут Bi. Азот и фосфор являются неметаллами, мышьяк относят к полуметаллам, а сурьма и висмут принадлежат к металлам.

Соединения мышьяка чрезвычайно ядовиты, их широко использовали для уничтожения грызунов и насекомых. И тем не менее, в малых дозах соединения мышьяка входят в состав лекарств, например обезболивающих средств в стоматологии.

У атомов элементов VA-группы на внешнем электронном слое находится по 5 электронов, электронная конфигурация их внешнего электронного слоя например: азота — фосфора —

В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от —3 до +5.

Атомы фосфора по сравнению с атомами азота имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности. Фосфор чаще проявляет в соединениях степень окисления +5.

Распространенность в природе:

Азот. Объемная доля этого простого вещества в воздухе составляет 78 %. он входит в состав земной коры и живых организмов. В космосе азот занимает по распространенности четвертое место, вслед за водородом, гелием и кислородом.

Фосфор в природе встречается только в виде соединении, важнейшими из которых являются минералы фосфориты и апатиты, содержащие фосфат кальция

Кроме того, фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. Особенно много фосфора содержат кости и зубы: их химический состав почти полностью совпадает с формулой минерала фосфорита

Часть фосфора в организме человека распределена в мышечной, нервной и мозговой тканях. В виде производного фосфорной кислоты фосфор входит в состав нуклеиновых кислот — ДНК и РНК. осуществляющих передачу наследственных свойств организма. Из фосфора. поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ — аденозинтрифосфорная кислота.

Простые вещества:

Простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N₂ (см. рис. 20). В молекуле N₂, атомы азота связаны между собой тройной ковалентной неполярной связью (одна -связь и две -связи). Энергия тройной связи велика и составляет 946 кДж/моль. Поэтому разрыв связей и образование атомов из молекул азота осуществляется только при температуре выше 3000 °С. Высокая прочность связи в молекулах обусловливает химическую инертность азота.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификации, различающихся между собой по строению, физическим свойствам и химическом активности. Белый фосфор состоит из молекул Р₄, имеющих форму тетраэдра (рис. 81, а). Молекулярное строение этого вещества обусловливает его легкоплавкость и летучесть.

Красный фосфор имеет атомную полимерную структуру, в которой каждый атом фосфора связан с тремя другими атомами ковалентными связями (рис. 81, б).

Аллотропные модификации фосфора при записи уравнений химических реакций для упрощения обозначают буквой Р.

При нагревании под давлением примерно в 1200 раз большим, чем атмосферное давление, белый фосфор переходит в черный, который имеет атомную слоистую кристаллическую решетку. Черный фосфор по своим физическим свойствам похож на металл: он проводит электрический ток и блестит.

Физические свойства азота и фосфора приведены в таблице 20. Отметим, что азот плохо растворим в воде.

Химические свойства простых веществ азота (рис. 82) и фосфора (рис. 83) также существенно различаются. При взаимодействии с кислородом азот и фосфор проявляют восстановительные свойства, а в реакциях с металлами — окислительные.

Появление блуждающих огней на старых кладбищах и болотах вызвано воспламенением на воздухе фосфина РН₃ и других соединений фосфора с водородом. Эти газообразные вещества образуются при разложении органических соединений, содержащих фосфор. На воздухе продукты соединения фосфора с водородом самовоспламеняются с образованием светящегося пламени и капелек фосфорной кислоты — продукта взаимодействия оксида фосфора(V)с водой. Эти капельки создают размытый контур «привидения».

Применение простых веществ:

Основная область применения азота — производство аммиака. Азот применяют также для создания инертной среды при сушке взрывчатых веществ, при хранении ценных произведений живописи и рукописей. Кроме того, азотом наполняют электрические лампы. Красный фосфор используют для производства спичек, фосфорной кислоты, которая, в свою очередь, идет на производство фосфорных удобрений и кормовых добавок для животноводства. Кроме того, фосфор применяют для производства ядохимикатов.

• В химических соединениях атомы азота и фосфора могут проявлять степени окисления от —3 до +5.
• Простое вещество фосфор существует в виде нескольких аллотропных модификаций, различающихся между собой по строению молекул, физическим свойствам и химической активности. Белый фосфор активнее красного.
• Азот и фосфор проявляют как восстановительные, так и окислительные свойства.

Аммиак. Соли аммония

Среди соединений азота с водородом одним из важнейших является аммиак NH₃. Химическая связь между атомами азота и водорода в молекуле аммиака NH₃ является ковалентной полярной, общие электронные пары сильно смещены к атому азота, степень окисления которого в аммиаке равна — 3.

Молекула NH₃ имеет форму тригональной пирамиды (рис. 84), в вершине которой расположен атом азота, а основание пирамиды составляет треугольник из атомов водорода.

Физические свойства аммиака:

Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде. 20—25 %-й раствор аммиака в воде называют аммиачной водой, а 5—10 %-й — нашатырным спиртом.

Аммиак сжижается под небольшим давлением (температура его кипения —33,4°С) и имеет высокую теплоту испарения.

Получение аммиака:

В промышленности аммиак синтезируют из простых веществ азота и водорода:

Эта реакция является обратимой и экзотермической, т. е. происходит с выделением теплоты.

В заводских условиях синтез аммиака осуществляют в присутствии катализатора (губчатого железа с примесями оксида алюминия и оксида калия ) при давлении 30— 100 МПа и температуре около 450—500 °С. Эти условия считаются оптимальными для экономически целесообразного синтеза аммиака.

В лаборатории аммиак обычно получают взаимодействием при нагревании твердых веществ — хлорида аммония (нашатыря) и гидроксида кальция (гашеной извести) (рис. 85):

Химические свойства аммиака:

Аммиак характеризуется высокой реакционной активностью. Наличие атома азота в степени окисления —3 обусловливает его восстановительные свойства. С другой стороны, атом азота в молекуле аммиака имеет неподеленную электронную пару, которая может принимать участие в образовании химических связей по донорно-акцепторному механизму.

Аммиак проявляет восстановительные свойства, реагируя с различными окислителями, в частности с кислородом. В зависимости от условий проведения реакция аммиака с кислородом протекает по-разному. В кислороде аммиак горит с образованием азота:

а в присутствии катализатора (платина, оксиды железа или хрома) образуются оксид азота(II) и водяной пар:

Помните: смеси аммиака с кислородом или воздухом могут взрываться, поэтому они опасны.

Соединение азота с водородом — гидразин сгорает на воздухе с образованием газообразных продуктов и выделением большого количества теплоты, что позволяет применять гидразин в качестве ракетного топлива:

Восстановительные свойства аммиака могут проявляться в реакциях и с другими окислителями. Например, аммиак взаимодействует с галогенами:

восстанавливает металлы из их оксидов:

Без изменения степени окисления атома азота аммиак вступает в реакции с водой и кислотами, относящиеся к реакциям соединения.

Так, при растворении аммиака в воде происходит образование гидрата аммиака который частично диссоциирует, образуя катионы аммония  и гидроксид-ионы

Основные свойства аммиака проявляются и при его взаимодействии с кислотами. Например, при реакции аммиака с серной кислотой могут образовываться как кислые, так и средние соли:

Соли аммония:

Соли аммония проявляют как типичные для всех солей свойства, так и некоторые специфические, присущие только им. Как и другие соли, соли аммония диссоциируют в водных растворах с образованием катионов аммония и анионов кислотных остатков. Они взаимодействуют с кислотами, основаниями и другими солями, если соблюдаются условия протекания реакций обмена. Взаимодействие солей аммония со щелочами служит качественной реакцией на ион аммония так как в результате этой реакции образуется газ с характерным запахом — аммиак:

(Примеры других реакций солей аммония запишите самостоятельно.)

Одним из характерных свойств солей аммония является их неустойчивость при нагревании. Например, хлорид аммония (нашатырь) разлагается при нагревании с выделением аммиака:

Если же соответствующая соли аммония кислота является окислителем, то реакция разложения при нагревании протекает иначе, например:

В водных растворах соли аммония подвергаются гидролизу по катиону:

поэтому растворы этих солей имеют кислую реакцию (окрашивают лакмус в красный цвет).

Применение аммиака и его солей представлено на рисунке 86.

• Аммиак — бесцветный газ, с резким характерным запахом, хорошо растворим в воде.
• Аммиак проявляет восстановительные свойства, реагируя с различными окислителями.
• Аммиак вступает в реакции соединения с водой и кислотами.

Оксиды азота. Азотистая кислота

К важнейшим кислородсодержащим соединениям азота относятся оксиды, кислородсодержащие кислоты и их соли. Оксиды азота

Для азота известны оксиды, отвечающие всем его положительным степеням окисления ( + 1, +2, +3, +4, +5) (табл. 21).

Оксид азота(I) N₂0 и оксид азота (II) NO — несолеобразующие оксиды, остальные — солсобразующие кислотные оксиды. Все оксиды азота, за исключением оксида азота(I), ядовиты.

 Еще в XVIII в. было замечено, что вдыхание небольших количеств оксида азота(I) N₂0 приводит к безудержному веселью. Отсюда и название этого соединения — «веселящий газ». Длительное время его использовали в медицине для наркоза.

Все оксиды азота проявляют окислительные свойства, которые наиболее сильно выражены у N₂О₅ (почему?):

Наибольшее практическое значение имеют оксид азота(II) и оксид азота(IV). Вы уже знаете, что только оксид азота(II) NO можно получить при непосредственном взаимодействии азота и кислорода:

Эта реакция протекает при температуре порядка 3000 °С в электрическом разряде. В природе она осуществляется во время грозы.

При взаимодействии бесцветного оксида азота(II) с кислородом воздуха образуется оксид азота(IV), имеющий бурую окраску:

Поэтому говорят, что оксид азота(II) «буреет» на воздухе. Рассматриваемая реакция является экзотермической и обратимой. При повышении температуры и

понижении давления равновесие в системе в соответствии с принципом Лe Шателье смешается влево. Поэтому в атмосфере могут одновременно присутствовать как оксид азота(II), так и оксид азота( IV).

При растворении оксида aзота(IV) в охлажденной воде одновременно образуются две кислоты — азотистая HNO₂ и азотная HNO₃:

В присутствии кислорода образуется только азотная кислота:

Азотистая кислота:

Азотистая кислота HNO₂ — слабая кислота, которая существует только в растворе (рис. 87). При нагревании диспропорционирует:

Наличие в молекулах азотистой кислоты атомов азота в промежуточной степени окисления +3 приводит к тому, что кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Так, она является окислителем по отношению к сероводороду:

и восстановителем в реакции с перманганатом калия

Соли азотистой кислоты — нитриты, кроме хорошо растворимы в воде. Они используются в качестве пищевых добавок, в частности для придания приятного розового цвета мясным изделиям. Однако в больших дозах нитриты ядовиты.

• Азот образует несколько оксидов, в которых он проявляет степени окисления от +1 до +5.
• При непосредственном взаимодействии азота и кислорода можно получить только оксид азота(II) NO.
• Окислительные свойства наиболее сильно выражены у N₂O₅.
• Азотистая кислота HNO₂ — слабая кислота, которая существует только в растворе.

Азотная кислота. Нитраты

С азотной кислотой и ее солями вы знакомы из курса химии 10-го класса. Рассмотрим их свойства более подробно.

Строение молекулы азотной кислоты:

Графическая формула и модель молекулы азотной кислоты приведены на рисунке 88.

В молекуле азотной кислоты атом азота образует четыре ковалентные связи с атомами кислорода, следовательно, валентность азота в азотной кислоте равна четырем. Не следует путать это значение валентности, равное числу ковалентных связей атома азота, со степенью окисления азота, равной + 5, так как все пять электронов атома азота смещены к атомам кислорода.

Физические свойства азотной кислоты:

Азотная кислота — бесцветная жидкость, с резким удушливым запахом. Температура кипения ее равна + 83°С, а плотность — 1,51 г/см³. Азотная кислота «дымит» на воздухе и окрашивается в желтый цвет, который придает ей оксид aзотa(IV), образующийся при частичном разложении кислоты на свету и при нагревании:    

С водой азотная кислота смешивается в любых соотношениях.

Получение азотной кислоты:

Сырьем для получения азотной кислоты в промышленности служат азот и водород. Азот превращают в аммиак, а затем процесс осуществляют по следующей схеме:

Сначала аммиак окисляют кислородом воздуха в присутствии катализатора (сплава платины и родия) до оксида азота(II):

а затем оксид азота(II) — до оксида азота(IV):

При растворении оксида азота(IV) в воде в присутствии кислорода воздуха получают азотную кислоту:

Процесс получения азотной кислоты сложен, включает в себя много стадий и требует большого количества оборудования. На тех промышленных предприятиях, где пренебрегают очисткой газов, выбрасываемых в атмосферу, из фабричных труб выходят шлейфы желтого цвета. Это — оксид азота(IV) NO₂, получающийся при окислении оксида азота(II) кислородом воздуха. Несмотря на веселое название такого дыма — «лисий хвост», он вовсе не безобиден. При действии влаги из NO₂ получается азотная кислота, на землю выпадает «кислотный дождь».

В лабораторных условиях азотную кислоту можно получить действием концентрированной серной кислоты па твердый нитрат натрия при незначительном нагревании (рис. 89):

Реакция возможна потому, что азотная кислота более летуча, чем серная. При нагревании азотная кислота переходит в пар, который затем, охлаждаясь в приемнике, превращается в жидкость.

Способ получения азотной кислоты по обменной реакции открыл более 350 лет назад немецкий химик и аптекарь И. Р. Глаубер. В результате взаимодействия нитрата калия с серной кислотой Глаубер получил «спиритус нутри» — «дух селитры». А в России в старину азотную кислоту называли «селитряной дымистой водкой».

Химические свойства азотной кислоты:

В водных растворах молекулы HNO₃ полностью диссоциируют на ионы:

Разбавленная азотная кислота проявляет характерные для кислот свойства: изменяет окраску индикаторов, вступает в реакции с основными и амфотерными оксидами, основаниями и солями. (Запишите самостоятельно примеры реакций.)

Самым характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность. Сильным окислителем она является за счет атома азота в степени окисления +5. Поэтому при взаимодействии азотной кислоты с восстановителями одним из продуктов реакции всегда является соединение азота в более низкой степени окисления, чем в азотной кислоте: оксид азота (IV) NO₂, оксид азота (II) NO, оксид азота (I) N₂O, азот N₂, аммиак NH₃.

Например, при взаимодействии азотной кислоты с металлами образуются нитрат металла, продукт восстановления азотной кислоты (X) и вода. Это можно представить в общем виде, как:

Состав продукта восстановления азотной кислоты (X) зависит от многих факторов, но прежде всего от концентрации кислоты в растворе и от природы металла (рис. 90). Напомним, что при взаимодействии азотной кислоты с металлами водород, как правило, не выделяется.

При взаимодействии концентрированной азотной кислоты с малоактивными металлами образуются оксид азота(IV), нитрат металла и вода:

При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с малоактивными металлами образуются соль металла, оксид азота(II) и вода, например:

Если с кислотой взаимодействуют активные металлы (например, Са, Mg, Zn), то при увеличении степени разбавления HNO₃ и при повышении температуры последовательно образуются продукты восстановления азота (см. рис. 90): оксид азота(II) NO, оксид азота(I) N₂O, азот N₂ и нитрат аммония NH₄NO₃.

Образование соли — нитрата аммония — при реакции металла с сильно разбавленной азотной кислотой объясняется взаимодействием образующего аммиака с избытком кислоты в растворе.

Фактически при действии азотной кислоты на металлы образуются смеси почти всех указанных веществ; по в различных соотношениях в зависимости от природы металла, концентрации кислоты и условий проведения реакции. Например, взаимодействие магния с разбавленной азотной кислотой при 80 °С протекает в соответствии с уравнением:

Напомним, что концентрированная азотная кислота при низких температурах не взаимодействует с железом, хромом, алюминием, свинцом («пассивирует» их).

Смесь концентрированных азотной и соляной кислот в объемном соотношении 1 : 3 называется «царской водкой», потому что растворяет «царя металлов» — золото — и другие благородные металлы. Растворение золота в «царской водке» может быть упрощенно описано следующим уравнением реакции:

Кроме металлов, азотная кислота окисляет и неметаллы, например серу и фосфор:

Азотная кислота способна окислять как сложные неорганические (сероводород, йодоводород, сернистый газ и др.), так и многие органические вещества, например углеводороды, спирты.

Азотная кислота разрушает также кожу, ткани, а древесные опилки и стружки при соприкосновении с ней воспламеняются. Помните: при работе с азотной кислотой надо соблюдать осторожность!

Соли азотной кислоты:

Как вы уже знаете, соли азотной кислоты называются нитратами. Нитраты ядовиты.

Все нитраты разлагаются при нагревании, но состав продуктов разложения зависит от положения металла соли в ряду активности металлов. Запомните несложное правило:

Нитраты металлов, стоящих в ряду активности левее магния, разлагаются при нагревании с образованием нитрита металла и кислорода:

При разложении нитратов металлов, стоящих в ряду активности от магния до меди включительно, образуются оксид металла, оксид азота(IV) и кислород:

При разложении нитратов благородных металлов, стоящих в ряду активности правее меди, образуются металлы в свободном состоянии, оксид азота(IV) и кислород:

Поскольку во всех случаях выделяется кислород, все нитраты при нагревании проявляют окислительные свойства. Если бросить в расплавленную селитру поочередно кусочки угля и серы, то можно наблюдать их горение в выделяющемся кислороде. Вспышку на тлеющем угольке используют для качественного определения нитратов:

Применение азотной кислоты и нитратов:

Азотная кислота используется в промышленности для получения нитратов и органических нитросоединений.

Селитры используются в сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений. Нитраты калия, аммония и натрия применяют для производства черного пороха и взрывчатых веществ, нитраты серебра — в медицинских целях.

• Азотная кислота — бесцветная жидкость, с резким удушливым запахом, на воздухе «дымит» и окрашивается в желтый цвет.
• Самым характерным свойством азотной кислоты является ее ярко выраженная окислительная способность.
• При взаимодействии азотной кислоты с восстановителями происходит образование соединений азота в более низких степенях окисления, чем в азотной кислоте.

Кислородсодержащие соединения фосфора

Фосфор образует оксид фосфора (V), оксид фосфора (III) и кислородсодержащие кислоты, среди которых наиболее важное промышленное применение находит фосфорная кислота.

Оксиды:

При сжигании белого или красного фосфора в кислороде образуется оксид фосфора(V) в виде белого дыма, который оседает на стенках сосуда:

Взаимодействие фосфора с кислородом при недостатке последнего ведет к образованию оксида фосфора(III):    

Оксиды фосфора существуют в виде димеров: и (рис. 91). Однако для простоты при написании химических уравнений вместо формул реально существующих молекул и можно записывать формулы и

Оксид фосфора(V) представляет собой белый порошок, который энергично поглощает пары воды из воздуха и постепенно превращается в прозрачную расплывшуюся массу. Благодаря этому свойству — гигроскопичности — оксид фосфора(V) способен отнимать воду и у других веществ. Поэтому он широко используется как осушитель. Необходимо помнить, что многие органические вещества обугливаются при действии на них оксида фосфора(V). Он может вызвать сильные ожоги при попадании на кожу.

Оксид фосфора(V) — это типичный кислотный оксид, он взаимодействует с основными оксидами и щелочами, образуя соли фосфорной кислоты — фосфаты:

При растворении оксида фосфора(V) в щелочах могут также образовываться и кислые соли фосфорной кислоты.

При взаимодействии оксида фосфора(V) с избытком воды получают ортофосфорную кислоту

В названии кислоты  приставку «орто-» часто опускают и говорят фосфорная кислота.

Фосфорная кислота и ее соли:

Графическая формула и модель молекулы фосфорной кислоты приведены на рисунке 92.

Фосфорная кислота представляет собой твердое прозрачное кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде в любых соотношениях.

В водном растворе фосфорная кислота диссоциирует ступенчато:

Легче всего идет диссоциация по первой ступени, труднее всего — по третьей. По сравнению с азотной кислотой фосфорная кислота гораздо слабее.

Фосфорная кислота проявляет все свойства, характерные для кислот. Она взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с выделением водорода:

с основными оксидами:

с основаниями:

При этом в зависимости от соотношения реагентов образуются средние или кислые соли фосфорной кислоты, например:

Средние соли — фосфаты, например нерастворимы в воде, кроме фосфатов щелочных металлов. Из кислых солей гидрофосфаты (кроме гидрофосфатов натрия, калия и аммония), например мало растворимы в воде, а большинство дигидрофосфатов, например  хорошо растворимы в воде.

При действии на средние фосфаты нитрата серебра(I) выпадает осадок фосфата серебра(I) желтого цвета (рис. 93):

Эта реакция является качественной на фосфат-ионы.

В отличие от азотной кислоты для фосфорной кислоты не характерны окислительные свойства за счет анионов.

Применение фосфорной кислоты и фосфатов:

Фосфорная кислота используется как катализатор в органическом синтезе, например при синтезе этанола из этена, для производства кормовых добавок, придания кисловатого привкуса безалкогольным напиткам, осветления сахара. Но основная часть фосфорной кислоты расходуется на производство фосфатов, использующихся в качестве минеральных удобрений. Кроме того, фосфаты применяют в медицине; для пропитки тканей, древесины и пластмасс с целыо придания им огнестойкости; при производстве стиральных порошков.

• Оксид фосфора(V) взаимодействует с основными оксидами и щелочами.
• При взаимодействии оксида фосфора(V) с водой образуется фосфорная кислота
• Фосфорная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, с выделением водорода; с оксидами металлов; с основаниями.
• Качественной на фосфат-ионы в растворе является реакция с нитратом серебра(I).

Минеральные удобрения

Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений, и вносятся в почву для повышения урожайности. В росте и развитии растений принимают участие около 60 химических элементов. Некоторые требуются в большом количестве (углерод, кислород, водород), другие — в меньшем (азот, фосфор, калий, сера, магний, железо, кальций и др.), а некоторых (их называют микроэлементами) требуется совсем мало. Углерод, кислород и водород растения получают из воздуха и воды, остальные элементы — из почвенных растворов. Эти элементы вносятся в почву главным образом в виде растворимых соединений.

По питательным элементам удобрения делят на азотные, фосфорные, калийные и комплексные.

Азотные удобрения:

Азот — важнейший элемент роста и развития растений, входит в состав хлорофилла и белков.

Азотные удобрения делятся на две группы: органические и минеральные удобрения. Органические азотные удобрения — это навоз, компост (удобрение, получаемое из органических остатков в результате их биологического разложения), торф, помет и зеленые удобрения на основе бобовых растений. Помимо азота они содержат и другие элементы, необходимые для питания растений.

К минеральным азотным удобрениям относятся аммиачная вода, хлорид аммония сульфат аммония нитрат аммония (аммиачная селитра) нитрит калия (калийная селитра) нитрат натрия (натриевая, или чилийская, селитра)  нитрат кальция (кальциевая селитра) мочевина (карбамид)

Азот мочевины растениями не усваивается, но под влиянием микроорганизмов в почве мочевина превращается в карбонат аммония:

В этом виде азот хорошо усваивается всеми культурами, поэтому мочевину (карбамид) рекомендуют вносить во влажную почву перед посевом. Мочевину используют и как кормовую добавку для животных.
Мочевину, нитрат аммония и жидкие азотные удобрения в России в больших количествах производят на ОАО «Азот».

Нерациональное использование азотных химических удобрений, их чрезмерные дозы приводят к сильному накоплению нитратов, особенно в столовых корнеплодах. Общеизвестно, что нитраты обладают высокой токсичностью для человека и сельскохозяйственных животных. В организме человека нитрат-ионы восстанавливаются до нитрит-ионов которые взаимодействуют с гемоглобином крови. В результате кровь теряет способность переносить кислород: нарушается нормальное дыхание клеток и тканей организма. В кишечнике под действием нитрит-ионов образуются канцерогенные вещества, которые могут вызвать образование злокачественных опухолей. Поэтому содержание нитратов в пищевых продуктах должно строго контролироваться.

Фосфорные минеральные удобрения:

Химический элемент фосфор играет важную роль в образовании хлорофилла и усвоении растениями СO₂, входит в состав витаминов и ферментов, способствует созреванию плодов.

Самым дешевым фосфорным удобрением является тонкоизмельченная фосфоритная руда (фосфоритная мука). Фосфор содержится в ней в виде не растворимого в воде фосфата кальция Но поскольку растения могут поглощать из почвы соли с питательными элементами только в виде растворов, то фосфат кальция усваивается растениями лишь на кислых почвах.

Наилучшими фосфорными удобрениями являются растворимые фосфаты. Поэтому при производстве фосфорных удобрений из природных минералов фосфоритов и апатитов получают кислые фосфаты.

При действии на измельченную фосфоритную руду фосфорной кислотой получают кислую соль — дигидрофосфат кальция, которая как удобрение называется двойным суперфосфатом:

При действии на природную руду серной кислотой получают простой суперфосфат:

Растворимый гидрофосфат кальция (преципитат) получается в результате реакции фосфорной кислоты с гидроксидом кальция:

В последние годы в сельском хозяйстве получили распространение комплексные удобрения, которые содержат два или более питательных элемента.

пример, азот в комбинации с фосфором входит в состав аммофоса — смеси двух солей:  Если аммофос смешать с калийной селитрой, то получится аммофоска — комплексное удобрение, содержащее одновременно азот, фосфор и калий.

Фосфорные удобрения в России производятся на ОАО «Химический завод».

Калийные удобрения:

Химический элемент калий улучшает водный режим растений, повышает их засухоустойчивость и морозостойкость, способствует накоплению крахмала в клубнях картофеля, сахарозы в сахарной свекле.

В качестве калийных удобрений используют хлорид калия KCl, нитрат калия KNO₃, сульфат калия K₂SO₄ и древесную золу.

На базе Старобинского месторождения сильвинита работает производственное объединение, являющееся одним из ведущих мировых поставщиков калийных удобрений.

Важным калийным удобрением является также зола дров, соломы, стеблей растений. Особенно много калия содержится в золе ботвы картофеля, томатов, стеблей подсолнечника. В золе калий находится в виде карбоната калия (поташа) К₂СO₃. Это вещество хорошо растворимо в воде и легко усваивается растениями. Кроме того, в золе содержатся фосфор, кальций, железо, медь, бор и другие элементы, необходимые для развития растений. Например, потребность большинства растений в боре полностью удовлетворяется при внесении древесной золы массой 70 г на 1 м² поверхности почвы.

• Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений, и вносятся в почву для повышения их урожайности.
• Минеральные удобрения подразделяются на азотные, фосфорные, калийные и комплексные.

Важным калийным удобрением является также зола дров, соломы, стеблей растений. Особенно много калия содержится в золе ботвы картофеля, томатов, стеблей подсолнечника. В золе калий находится в виде карбоната калия (поташа) К,С03. Это вещество хорошо растворимо в воде и легко усваивается растениями. Кроме того, в золе содержатся фосфор, кальций, железо, медь, бор и другие элементы, необходимые для развития растений. Например, потребность большинства растений в боре полностью удовлетворяется при внесении древесной золы массой 70 г на 1 м- поверхности почвы.

Удобрения — это вещества, которые содержат химические элементы, необходимые для питания и роста растений, и вносятся в почву для повышения их урожайности.

Минеральные удобрения подразделяются на азотные, фосфорные, калийные и комплексные.

Углерод и кремний —р-элементы IVA-группы

Положение в периодической системе:

Углерод и кремний являются химическими элементами IVA-группы периодической системы. К этой же группе периодической системы относятся германий Ge, олово Sn и свинец Ph. Углерод и кремний — элементы неметаллы, германий и олово — полуметаллы, а у свинца преобладают металлические свойства.

Латинское название кремния «силициум» берет свое начало от слова «силекс» — кремень. Русское название происходит от греческого «кремнос» — утес, скала. Старое белорусское название кремния — «гегань».

Электронно-графическая конфигурация внешнего электронного слоя атомов элементов IVA-группы — например: у углерода — у кремния —

В соединениях с другими элементами атомы углерода и кремния могут проявлять степени окисления —4, +2 и +4, для элементов-полуметаллов и металлов в их соединениях с другими элементами (кроме гидридов) более характерны положительные степени окисления +2 и +4.

Очень важен радиоактивный нуклид углерода ¹⁴С, испускающий р-лучи, с периодом полураспада 5570 лет. Это его свойство используется в радиационном анализе, основанном на измерении концентрации ¹⁴С в различных объектах. С его помощью археологи и геологи могут определить возраст образцов и разных предметов с точностью ± 300 лет вплоть до 350 ООО лет.

Распространенность в природе:

В земной коре содержится 0,093 % углерода по массе, причем он встречается как в свободном состоянии, так и в виде химических соединений с другими элементами. Углерод является основой органической жизни на Земле. Велика доля этого элемента в горючих ископаемых: угле, торфе, нефти и природном газе. Это ископаемые продукты разложения растительного мира Земли древнейших времен. Самое мягкое ископаемое — торф — содержит остатки растений, в нем имеется не более 50—60 % углерода. Самый твердый уголь — антрацит — может содержать от 85 % до 95 % углерода.

При нагревании углеродсодержащих соединений без доступа воздуха образуется аморфный углерод: кокс, древесный уголь, костяной уголь, сажа. Кокс, получающийся при сухой перегонке каменного угля, широко используется как восстановитель в процессах промышленного получения металлов из руд.

В виде углекислого газа углерод входит в состав атмосферы (0,03 % по объему).

Природные неорганические соединения углерода — карбонаты. Минерал кальцит СаСO₃ является основой осадочных горных пород — известняков. Другие модификации карбоната кальция известны как мрамор и мел.

Из кристалликов кальцита состоят кораллы, раковины большинства моллюсков. Кальцит образует драгоценный камень — жемчуг, который часто называют «живым бриллиантом». Прозрачная разновидность кальцита — исландский шпат — высоко ценится в оптике из-за способности к двулучепреломлению света. Через кристалл исландского шпата любой предмет видится раздвоенным. Самый большой кристалл исландского шпата длиной до 6 м был найден в 1669 г. в Исландии и считался одним из чудес света.

Кремний — второй по распространенности на Земле элемент после кислорода. Он широко распространен в виде кремнезема SiO₂ и различных силикатов. Например, гранит содержит более 60 % кремнезема, а кристаллический кварц является самым чистым из природных соединений кремния с кислородом. Кремний входит в состав растительных (хвощ, бамбук, крапива и др.) и животных организмов (скелет, соединительные ткани).

Листья крапивы покрыты колючими волосками из чистого оксида кремния(IV), которые представляют собой полые трубочки длиной 1 —2 мм. Трубочки заполняются жидкостью, содержащей муравьиную кислоту. При легком прикосновении листьев крапивы к телу волоски проникают сквозь кожу и кислота попадает внутрь, вызывая жжение. Если растение захватить быстро, то хрупкие волоски обламываются и жжения не ощущается.

Кремний обнаружен также на Солнце и других звездах. Он является главной составной частью одной из разновидностей метеоритов, называемых аэролитами.

Простые вещества. Строение и физические свойства:

Известны следующие аллотропные модификации углерода: графит, алмаз карбин и фуллерены.

В алмазе каждый атом углерода окружен такими же атомами, расположенными в вершинах правильного тетраэдра (рис. 94, a). Такое строение обусловливает особые физические свойства алмаза и прежде всего его твердость. Алмаз служит эталоном твердости, которая по десятибалльной системе оценивается высшим баллом 10. Алмаз плохо проводит теплоту и почти не проводит электрический ток.

Алмазы были известны еще в древности. Само слово «алмаз» происходит или от арабского слова «алмас», что означает «твердейший», или от греческого слова «адамас», т. е. «несокрушимый, непреодолимый». Крупные алмазы имеют свою биографию и носят имена. Самый крупный из найденных алмазов — «Куллинан» из Южной Африки — имел массу 621 г. Ограненные прозрачные алмазы называются бриллиантами.

В графите атомы углерода расположены слоями, состоящими из шестичленных колец (рис. 94, б). Слоистая структура графита обусловливает его мягкость: он легко оставляет след на бумаге. Из мельчайших кристаллов графита состоит сажа, образующаяся при неполном сгорании органических соединений.

Карбин — это разновидность углерода, состоящая из цепочек углеродных атомов: или Это вещество обладает полупроводниковыми свойствами.

Фуллерены представляют собой шарообразные молекулы, образованные пяти- и шестиугольниками из атомов углерода, соединенных между собой (рис. 94, в). Внутри молекулы полые. В настоящее время получены фуллерены состава С₆₀, С₇₀ и др.

Существует и аморфный углерод — стеклоуглерод. В нем беспорядочно связаны между собой структурные фрагменты алмаза, графита и карбина.

Кристаллическое строение кремния аналогично строению алмаза, приведенному на рисунке 94, а. Кристаллический кремний имеет серо-стальной цвет и металлический блеск. Он обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства простых веществ:

Для углерода (рис. 95) и кремния характерна невысокая химическая активность: большинство реакций с их участием протекают только при высокой температуре. Химические свойства различных аллотропных модификаций углерода сходны, отличаются лишь условия протеканий реакций, потому что энергия разрыва связей между атомами в алмазе, графите и других модификациях углерода различна.

В химических реакциях с простыми веществами углерод и кремний проявляют как окислительные, так и восстановительные свойства (см. рис. 95). Как восстановители они проявляют себя в реакциях с кислородом и фтором.

В качестве окислителей углерод и кремний выступают при взаимодействии с металлами, образуя карбиды и силициды соответственно. Карбиды могут быть получены и при взаимодействии угля с оксидами:

Карбид кальция применяют для получения этина (ацетилена):

При действии воды на карбид алюминия получается другой газ — метан СН₄:

Силициды также легко разлагаются водой или кислотами, при этом образуется газообразное соединение кремния с водородом — силан:

В отличие от метана силан на воздухе самовоспламеняется и сгорает с образованием оксида кремния(IV) и воды:

В реакциях со сложными веществами, например с оксидами металлов, углерод и кремний чаще всего проявляют восстановительные свойства.

Применение углерода и кремния:

Области применения углерода представлены на рисунке 96. Углеродные материалы технического и медицинского назначения в широком ассортименте производятся на Светлогорском производственном объединении «Химволокно». Здесь выпускают углеродный медицинский сорбент, который непосредственно используется для лечения ран, язв, ожогов, а также в бытовых фильтрах для воды, в фильтрах медицинской и пищевой промышленности и т. п. Широкое применение находят также выпускаемые в Светлогорске углеродные нити и ткани.

Кремний находит применение в полупроводниковой технике и микроэлектронике, в металлургии в качестве добавки к сталям и в производстве сплавов.

• В химических соединениях с другими элементами атомы углерода и кремния могут проявлять степени окисления —4, +2 и +4.
• Дня углерода и кремния наиболее характерны химические реакции, в которых они проявляют себя как восстановители. В качестве окислителей углерод и кремний выступают при взаимодействии с металлами.

Оксиды углерода и кремния

В соответствии с возможными степенями окисления углерод образует с кислородом оксид углерода (II), или угарный газ, СО и оксид углерода (IV), или углекислый газ, СО₂. Для химического элемента кремния более характерен оксид кремния(IV) SiO₂, поэтому мы ограничимся рассмотрением свойств этого оксида.

Строение молекул оксидов углерода и структура оксида кремния (IV):

Атомы углерода и кислорода в молекуле оксида углерода(II) СО связаны между собой тройной ковалентной связью, при этом две связи образованы путем обобществления электронов, принадлежащих атомам углерода и кислорода, а третья связь — по донорно-акцепторному механизму:

Молекула СО по своему электронному строению похожа на молекулу азота N₂, этим объясняется близость их физических свойств.

В молекуле оксида углерода(IV) СО₂ атом углерода связан с каждым из атомов кислорода двойной ковалентной связью. Молекула СО₂ имеет линейное строение:

Оксид кремния(IV) SiО₂ (рис. 97, а) является веществом немолекулярного строения, в структуре которого вокруг каждого атома кремния размещается четыре атома кислорода, каждый из которых соединяется с двумя атомами кремния (рис. 97, б).

Физические свойства оксидов углерода и кремния приведены в таблице 22.

Химические свойства оксидов:

Оксид углерода (II) является несолеобразующим оксидом — при обычных условиях он не взаимодействует ни с кислотами, ни со щелочами.

Но оксид углерода(II) реагирует с простыми и сложными веществами, проявляя при этом восстановительные свойства. Он окисляется кислородом воздуха, превращаясь в оксид углерода(IV):

В присутствии катализатора — оксида марганца(IV) — эта реакция идет уже при комнатной температуре.

В качестве восстановителя оксид углерода(II) взаимодействует с оксидами металлов:

Эта реакция используется для промышленного получения металлов из руд.

Оксид углерода(II) находит применение и в химических синтезах. Например, он реагирует с хлором на свету или в присутствии активированного угля с образованием фосгена:

Молекулы оксида углерода(II) способны взаимодействовать с атомами (d-металлов с образованием карбонилов, например — карбонила железа.

(Вспомните, какую опасность представляет оксид углерода(II) для человека. Какие меры необходимо принять при отравлении угарным газом?)

Оксид углерода (IV) CO₂ и оксид кремния (IV) SiO₂ являются кислотными солеобразующими оксидами. Они взаимодействуют с основаниями и основными оксидами.

Оксид углерода (IV) CO₂ при обычных условиях взаимодействует со щелочами в водных растворах, с твердыми щелочами и с основными оксидами, образуя соли — карбонаты.

Качественной реакцией на углекислый газ является помутнение раствора и выпадение осадка карбоната кальция при пропускании СО₂ через раствор гидроксида кальция (известковую воду):

Оксид углерода(IV) не горит и не поддерживает горения: зажженная лучинка, внесенная в углекислый газ, гаснет. Однако в его атмосфере могут сгорать некоторые активные металлы, например предварительно зажженный магний:

В данной реакции оксид углерода(IV) выступает в роли окислителя.

Оксид кремния(IV) SiO₂ взаимодействует при нагревании с твердыми щелочами и с основными оксидами, образуя соли — силикаты:

Оксид углерода(IV) СО₂ взаимодействует с водой, образуя непрочную угольную кислоту:

которая при попытке выделить ее из раствора легко разлагается на углекислый газ и воду.

Оксид кремния(IV) SiO₂ с водой не реагирует.

Получение углекислого газа:

Как вы уже знаете, углекислый газ образуется при дыхании живых организмов и гниении их остатков. Он получается при сжигании угля и различных органических веществ, например при горении метана — основной составляющей природного газа:

Необходимо помнить, что смеси метана с кислородом взрывоопасны.

В промышленных масштабах углекислый газ получают при прокаливании известняка при температуре выше 900 °С:

Углекислый газ также получают, действуя на карбонаты соляной кислотой, растворами азотной и даже уксусной кислот. В лаборатории чаще всего используют реакцию карбоната кальция (в виде мела или мрамора) с соляной кислотой:

Применение оксидов углерода и кремния:

Оксид углерода (II) используется в качестве сильного восстановителя в металлургии, как топливо, служит исходным сырьем для получения большого количества органических веществ.

Применение углекислого газа основано на том, что он не поддерживает жизнедеятельности бактерий и плесени. Поэтому в атмосфере СО₂ хранят различные продукты питания, его используют также для газирования воды. Углекислый газ входит в состав природных минеральных вод различных источников.

Спрессованный твердый СО₂ (сухой лед) используется для хранения скоропортящихся продуктов. Кроме того, углекислый газ находит применение в производстве соды, сахара, используется в газовых лазерах.

Углекислый газ накапливается в атмосфере за счет извержения вулканов, сжигания топлива, работы предприятий, а также в результате дыхания. Как и другие составные части воздуха, он прозрачен дня видимого солнечного света, поэтому последний доходит до поверхности Земли через толщу атмосферы. Нагреваясь, земная поверхность испускает теплоту в виде инфракрасного излучения, которое частично поглощается молекулами СО₂. Теплота не может уйти в космическое пространство. атмосфера Земли нагревается. Этот процесс называют парниковым эффектом (рис. 98). Другим «парниковым газом» является метан.

Оксид кремния (IV) широко применяют в строительстве, для получения стекла, керамики, фарфора, кирпича, цемента. Потребителями кварца являются также радиотехника, акустоэлектроника, оптическое приборостроение. Кварцевая посуда широко применяется и в химических лабораториях. Синтетический SiO₂ (белая сажа) используется как наполнитель в производстве резины.

• Углерод образует с кислородом оксид углерода(II), или угарный газ. СО и оксид углерода(IV) или углекислый газ. СО₂. Для кремния более характерен оксид кремния(1У) Si0₂.
• Оксид углерода(II) является несолеобразующим оксидом. Для него характерны восстановительные свойства.
• Оксид углерода(IV) и оксид кремния(IV) являются кислотными солеобразующими оксидами. Они взаимодействуют с основаниями и основными оксидами. 

Угольная и кремниевая кислоты. Карбонаты и силикаты

Угольная кислота и ее соли:

При растворении углекислого газа СО₂ в воде образуется слабая угольная кислота Н₂СО₃. Эта кислота существует только в растворах, а при попытках выделить ее распадается на воду и углекислый газ.

В водном растворе угольная кислота диссоциирует ступенчато:

Из приведенных уравнений видно, что при подкислении растворов карбонатов и гидрокарбонатов равновесие смещается в сторону образования вначале и а затем ввиду неустойчивости угольной кислоты — к ее распаду с образованием углекислого газа. Поэтому действие сильных кислот на соли угольной кислоты приводит к бурному выделению углекислого газа:

Взаимодействие с сильными кислотами можно рассматривать как качественную реакцию для распознавания карбонатов и гидрокарбонатов.

Соли угольной кислоты в водных растворах подвергаются гидролизу по аниону, поэтому растворы карбонатов и гидрокарбонатов имеют щелочную реакцию (окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет).

Карбонаты и гидрокарбонаты могут переходить друг в друга. Так, при избытке углекислого газа в присутствии воды карбонаты превращаются в гидрокарбонаты:

При нагревании растворимый гидрокарбонат кальция превращается в нерастворимый карбонат:

Наличием гидрокарбонатов кальция и магния в природной воде обусловлена ее временная жесткость. В жесткой воде плохо мылится мыло, трудно стирать белье, плохо развариваются овощи. Использование жесткой воды приводит к образованию накипи на стенках котлов, труб парового отопления и домашних чайников.

Жесткую воду можно умягчить, т. е. удалить из нее гидрокарбонаты кальция и магния, переведя их в нерастворимое состояние, например при нагревании.

Гидрокарбонаты можно перевести в карбонаты также действием избытка щелочи:

В домашних условиях для смягчения воды используют карбонат натрия — соду:

Добавление соды позволяет устранить и постоянную жесткость воды, которая обусловлена наличием в ней сульфатов кальция и магния:

При нагревании все гидрокарбонаты и карбонаты, кроме карбонатов некоторых щелочных металлов, разлагаются с выделением углекислого газа:

Применение солей угольной кислоты:

Среди солей угольной кислоты большое значение имеет карбонат кальция который встречается в природе в виде мрамора, известняка, мела. Мрамор и известняк применяются в строительстве как облицовочные и архитектурно-строительные материалы. Известняк используют для получения извести, его вносят в почву для понижения кислотности, мел — для побелки, а также в стекольной, резиновой и других отраслях промышленности.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) и его кристаллогидрат (кристаллическая сода) используются в производстве мыла, стекла, моющих средств, красителей и др. В больших количествах они применяются в целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтехимической и других отраслях промышленности.

Сода была известна человеку примерно за 1.5—2 тыс. лет до и. э., а может быть и раньше. Ее добывали из содовых озер и извлекали из месторождений. Первые сведения о получении соды путем упаривания воды содовых озер относятся к 64 г. и. э. и приведены в сочинениях древнеримского врача и ботаника Диоскорида Педания о лекарственных веществах.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) широко используется в быту, медицине, пищевой промышленности, входит в состав наполнителя для огнетушителей.

Карбонат калия (поташ) применяют в производстве стекла, мыла, в фотографии, в качестве удобрения.

Кремниевая кислота и ее соли:

Оксиду кремния(IV) соответствует двухосновная кремниевая кислота которая относится к слабым кислотам, она слабее угольной кислоты.

Кремниевая кислота получается при действии более сильных кислот на силикаты:

В воде практически не растворяется и выпадает из реакционной смеси в виде студенистого осадка. Состав кремниевой кислоты чаще описывают общей формулой

Кремниевая кислота при нагревании или длительном хранении постепенно разлагается на воду и оксид кремния(IV):

Соли кремниевой кислоты — силикаты — можно получить в результате взаимодействия при высокой температуре оксида кремния(IV) с оксидами металлов, карбонатами или щелочами. Большинство силикатов плохо растворимы в воде.

Природные силикаты и алюмосиликаты, составляющие основную массу литосферы Земли, — довольно сложные вещества. Их состав обычно изображают как соединение нескольких оксидов. Например, состав силиката кальция можно показать таким образом: а состав слюды —

Применение солей кремниевой кислоты:

Растворимые в воде силикаты натрия и калия («растворимые стекла») применяются как огнеупорное средство для пропитки древесины и тканей. Для изготовления несгораемых и электроизоляционных текстильных изделий используются также природные силикаты — асбесты.

Природные соединения кремния: кремнезем, силикаты и глина, как вы уже знаете, используются для получения керамики, стекла и цемента.

Способ производства фарфора — просвечивающегося в тонком слое керамического материала — был разработан в Китае в IV—VI вв. и держался в строжайшей тайне. Однако в XIII в. венецианский путешественник Марко Поло увез в Италию не только образцы изделий из фарфора, но и рецепт его производства. Возможно, рецепт был утерян, потому что производство фарфора в Европе возникло лишь в начале XVIII в.

Напомним, что для получения оконного стекла смесь песка соды и мела (известняка) нагревают до температуры 800— 1400 °С в специальных стекловаренных печах:

Если при варке стекла в исходную смесь добавить немного оксида кобальта(I) то стекло приобретает синий цвет. Добавка примеси оксида марганца(II) обеспечивает фиолетовый цвет стекла и т. д. Для получения легкоплавкого стекла вместо карбоната натрия используют поташ Хрусталь получают, добавляя в исходную смесь оксид свинца(II)

Для улучшения механических свойств стекло подвергают закалке. Закалка заключается в том, что стекло особого состава нагревают до температуры около 600 °С, а затем резко охлаждают. Такая закалка позволяет получать пуленепробиваемое стекло.

В России производят керамические изделия строительного и бытового назначения, стекло и другие материалы на основе природных силикатов. Стеклопластики находят применение в машино- и судостроении, в химической промышленности, в качестве материала для изготовления корпусов лодок, авиатехники, емкостей, а в электронике — как изоляционные защитные покрытия.

Эмали, представляющие собой стеклообразные покрытия на поверхности металлических изделий, служат для защиты металлов от коррозии и придания им красивого декоративного вида.

Другим важным материалом, получающимся на основе соединений кремния, является цемент. Его получают спеканием смеси известняка и глины. Основными компонентами цемента являются оксиды кальция, алюминия и кремния(IV). Из смеси цемента, песка и воды с добавлением мелкого щебня или гравия получают бетон. Введение в бетон различных наполнителей позволяет получать железобетон, шлакобетон, пенобетон.

• Слабая угольная кислота существует только в растворах.
• Соли угольной кислоты, кроме карбонатов некоторых щелочных металлов, при нагревании разлагаются с выделением углекислого газа.
• Кремниевая кислота — непрочное соединение, она постепенно разлагается на воду и оксид кремния(IV).
• Природные карбонаты, силикаты и алюмосиликаты служат основным источником сырья для производства строительных материалов: керамики, стекла, цемента и др.

Неметаллы. Физические и химические свойства

Неметаллы – вещества, обладающие неметаллическими свойствами и находящиеся в правом верхнем углу таблицы Менделеева. Открытие неметаллов произошло сравнительно недавно, в отличии от металлов, которые издавна известны человеку. В настоящее время открыто 22 неметаллических элемента.

11 апреля 2019

Положение неметаллов в периодической системе

Как же определить, относится вещество к металлам или к неметаллам?

Если внимательно посмотреть на Периодическую систему Д.И. Менделеева (подробно с классификацией элементов знакомимся в параграфе 42 учебника по химии для 8 класса под редакцией Еремина В.В.) и провести условную диагональ от водорода через бор до астата и неоткрытого пока элемента № 118, таблица неметаллов займет правый верхний угол.

Каждый горизонтальный период таблицы заканчивается элементом с завершенным внешним энергетическим уровнем. Эта группа элементов носит название благородные газы и имеет особые свойства, с которыми можно познакомиться в параграфе 18 учебника «Химия» для 8 класса под редакцией Еремина В.В.

При рассмотрении электронного строения неметаллов можно заметить, что энергетические уровни атома заполнены электронами больше чем на 50% (исключение – бор), и у элементов, расположенных в таблице справа налево количество электронов на внешнем уровне увеличивается. Поэтому в химических реакциях эта группа веществ может быть как акцептором электронов с окислительными свойствами, так и донором электронов с восстановительными свойствами.

Вещества, образующие диагональ бор-кремний-германий-мышьяк-теллур, являются уникальными, и в зависимости от реакции и реагента могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Их называют металлоиды. В химических реакциях они проявляют преимущественно восстановительные свойства.

Физические свойства неметаллов. Аллотропия

Если смотреть на металлы, то невооруженным глазом можно заметить общие свойства — металлический блеск, твердое агрегатное состояние (исключение — жидкая ртуть), тепло- и электропроводность.

С неметаллами все намного сложнее. Они могут иметь молекулярное и немолекулярное строение. Благодаря различиям в строении, простые вещества неметаллы существуют в трех агрегатных состояниях:

1. Молекулярные:
   • Летучие, газообразные, бесцветные кислород, водород.
   • Газообразные, окрашенные хлор, азот, фтор.
   • Единственный жидкий представитель — темно-красный бром.
   • Твердые, но хрупкие вещества с невысокой температурой плавления — кристаллы йода, серы, белого фосфора.
2. Немолекулярные:
   • Твердые вещества с высокой температурой плавления — кремний, графит, алмаз и красный фосфор.

Большинство из неметаллических веществ плохо проводят электричество и тепло.

Исключением является графит — разновидность углерода.

Аллотропия — уникальная способность неметаллического элемента образовывать несколько простых веществ. В естественной среде существуют аллотропные модификации элементов, которые отличаются физическими и химическими свойствами. К ним относятся озон и кислород, графит и алмаз. Подробнее о физических свойствах неметаллов вы можете узнать в учебнике «Химия. 9 класс».

Химические свойства неметаллов

Как мы разобрали выше, группа неметаллов довольно полиморфна и в зависимости от типа реакций, в которых они участвуют, могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Фтор — исключение в этом ряду. Он всегда окислитель.

В ряду F,O,N,CL,Br,I,S,C,Se,P,As,Si,H окислительные свойства уменьшаются. Восстановительные свойства кислород может проявлять только в отношении фтора.

1. Реакции с металлами.

В этом типе реакций проявляются окислительные свойства и неметаллы принимают электроны с образованием отрицательно заряженных частиц.

Са + Сl₂ = СаСl₂

Са + O₂ = СаO₂

Na + Сl₂ = Na+Сl₂

1. Реакции с водородом

Практически все неметаллы реагируют с водородом. Лишь благородные газы составляют исключение для реакций данного типа. Продуктом реакции являются летучие водородные соединения:

Cl₂ + H₂ = 2HCl

С + 2Н₂ = СН₄

1. Реакции с кислородом.

Неметаллы образуют кислотные или несолеобразующие оксиды.
S + O₂ = SO₂

P + 5O₂ = 2P₂O₅

    4. Взаимодействие с водой и кислотами для неметаллов не характерно.

Что ещё почитать?

ОГЭ по химии — 2019: расписание, критерии оценивания, типы заданий

Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика

Карбоновые кислоты

Массовая доля вещества

История открытия неметаллов

Медная посуда, железные орудия труда, золотые украшения — издавна человек замечал, что у всех этих веществ есть определенные общие свойства:

• они проводят тепло и электрический ток;
• для них характерен металлический блеск;
• благодаря пластичности и ковкости им можно придать любую форму;
• для всех веществ характерна металлическая кристаллическая решетка.

В противовес металлам были и другие вещества, не обладающие металлическими свойствами, и названные соответственно неметаллами. Практически до конца XVII века ученым-алхимикам было известно всего лишь два вещества-неметалла — углерод и сера.

В 1669 году Бранд в поисках «философского камня» открыл белый фосфор. И за короткий период с 1748 по 1798 годы было открыто около 15 новых металлов и 5 неметаллов.

Попытки открытия фтора стоили исследователям не только здоровья, но и жизни. Деви, братья Кнокс, Гей-Люссак — это неполный список жертв науки, что потеряли здоровье в попытках выделить фтор из плавикового шпата. Лишь в 1886 году Муассан решил сложную задачу способом электролиза. И получил первый галоген, а ещё – ядовитый хлор. Во времена Первой мировой войны его использовали как оружие массового поражения.

В настоящее время открыто 22 неметаллических элемента.

#ADVERTISING_INSERT#

Nonmetals List (Element Groups)

Updated on February 25, 2020

The nonmetals or non-metals are a group of elements located on the right side of the periodic table (except for hydrogen, which is on the top left). These elements are distinctive in that they typically have low melting and boiling points, don’t conduct heat or electricity very well, and tend to have high ionization energies and electronegativity values. They also don’t have the shiny «metallic» appearance associated with the metals.

While the metals are malleable and ductile, the nonmetals tend to form brittle solids. The nonmetals tend to gain electrons readily to fill their valence electrons shells, so their atoms often form negative-charged ions. Atoms of these elements have oxidation numbers of +/- 4, -3, and -2.

List of Nonmetals (Element Group)

There are 7 elements that belong to the nonmetals group:

• Hydrogen (sometimes considered an alkali metal)
• Carbon
• Nitrogen
• Oxygen
• Phosphorus
• Sulfur
• Selenium

Although these are the elements in the group nonmetals, there are two additional element groups that could be included, since the halogens and noble gases also are types of nonmetals.

So, if we include the nonmetals group, halogens, and noble gases, all of the elements that are nonmetals are:

• Hydrogen (sometimes)
• Carbon
• Nitrogen
• Oxygen
• Phosphorus
• Sulfur
• Selenium
• Fluorine
• Chlorine
• Bromine
• Iodine
• Astatine
• Tennessine (sometimes considered a halogen or metalloid)
• Helium
• Neon
• Argon
• Krypton
• Xenon
• Radon
• Oganesson (possibly behaves as a «noble gas», except it won’t be a gas under ordinary conditions)

Metallic Nonmetals

Nonmetals are classified based on their properties under ordinary conditions. Metallic character isn’t an all-or-nothing property. Carbon, for example, has allotropes that behave more like metals than nonmetals. Sometimes this element is considered to be a metalloid rather than a nonmetal. Hydrogen acts as an alkali metal under extreme pressure. Even oxygen has a metallic form as a solid.

Significance of the Nonmetals Element Group

Even though there are only 7 elements within the nonmetals group, two of these elements (hydrogen and helium) make up about 98% of the mass of the universe. Nonmetals form more compounds than metals. Living organisms consist mainly of nonmetals.

1. Vangioni, Elisabeth, and Michel Casse. «Cosmic Origin of the Chemical Elements Rarety in Nuclear Astrophysics.» Frontiers in Life Science, vol. 10, no. 1, 23 Nov. 2017, pp. 84-97., doi:10.1080/21553769.2017.1411838

План урока:

Физические свойства металлов

Физические свойства неметаллов

Способы получения металлов

Химические свойства металлов

Способы получения неметаллов

Химические свойства неметаллов

Коррозия металла

Биологическая роль металлов и неметаллов

Применение металлов и неметаллов

Физические свойства металлов

Металлы – химические элементы, атомы которых в процессе реакции стремятся отдавать электроны. Они обладают металлической кристаллической решеткой и общими физическими свойствами. На данный момент известно более 87 металлов.

Для металлов характерен ряд свойств:

• твердость (кроме ртути, которая представляет собой жидкость);
• металлический блеск;
• проводимость электрического тока и тепла;
• пластичность.

Металлы при ударах не разрушаются, а меняют форму. С этой особенностью связано то, что из них производят проволоку, металлические листы и др. Развитие бронзового и железного века связано с производством товаров из металлов.

Физические свойства неметаллов

Неметаллы – химические элементы, атомы которых стремятся принять чужие электроны. Для них характерны атомные и молекулярные кристаллические решетки. Для атомов неметаллов не характерны общие физические свойства. На данный момент существует 22 неметалла.

Для неметаллов характерен ряд свойств:

• хрупкость (неметаллы нельзя ковать);
• отсутствие блеска;
• непроводимость электрического тока и тепла.

Расположение металлов и неметаллов в периодической таблице Д.И. Менделеева

Определить, является простое вещество металлом или неметаллом, можно с помощью периодической таблицы Менделеева. Металлы располагаются ниже диагонали «водород-бор- кремний-мышьяк-теллур-астат», а неметаллы выше.

Красные ячейки – неметаллы, синие – металлы

Элементы, расположенные вблизи диагонали, обладают смешанными свойствами: проявляют как металлические, так и неметаллические свойства. Они называются полуметаллами.

Красные ячейки – полуметаллы

Полуметаллы имеют ковалентную кристаллическую решетку при наличии металлической проводимости (электропроводности). Валентных электронов у них либо недостаточно для образования полноценной ковалентной связи, либо они не удерживаются достаточно прочно из-за больших размеров атома. Поэтому связь в ковалентных кристаллах этих элементов имеет частично металлический характер.

Закономерности в таблице Д.И. Менделеева

Каждый атом состоит из протонов, нейтронов и электронов. Протоны и нейтроны находятся в ядре, который несет положительный заряд. Вокруг ядра движутся отрицательно заряженные электроны. Атомный номер указывает на количество протонов.

Чем больше заряд ядра, тем сильнее к нему притягиваются электроны. Т.о., атому сложнее отдавать электроны. Поэтому в периоде слева направо, с увеличением порядкового номера металлические свойства ослабевают, а неметаллические – усиливаются.

Неметаллы стремятся принять электроны от других атомов. Период в таблице указывает на количество электронных уровней. По мере увеличения числа орбиталей электроны отдаляются от ядра и атому сложнее удерживать электроны на последних уровнях. Т.о., в группе сверху вниз количество орбиталей возрастает, поэтому металлические свойства усиливаются, а неметаллические – уменьшаются.

Способы получения металлов

Большую часть металлов получают из оксидов при нагревании.

Fe₂O₃ + 3 CO →2 Fe + 3 CO₂

MnO₂ + 2 C → Mn + CO₂

Металлы, имеющие на внешнем уровне один-два электрона, получают с помощью электролиза расплавов.

NaCl → Na⁺ + Cl^—

Химические свойства металлов

Все металлы проявляют восстановительные свойства. Легкость в отдачи внешнего электрона применяется в фотоэлементах. Степень активности определяется рядом активности. У самых активных на внешнем уровне располагается по одному электрону.

Общие химические свойства металлов выражаются в реакциях со следующими соединениями.

• С неметаллами

4 Li + O₂→ 2 LiO₂

3 Mg + N₂ → Mg₃N₂

Активные металлы реагируют с галогенами и кислородом. С азотом взаимодействуют только литий, кальций и магний. Большинство металлов при взаимодействии с кислородом образуют оксиды, а наиболее активные металлы – пероксиды (N₂O₂).

• С оксидами металлов

2 Ca + MnO₂ → 2 CaO + Mn(нагревание)

• С кислотами

Mg + H₂SO_4(разб)→MgSO₄ + H₂

Водород в кислотах вытесняют только те металлы, которые в ряду напряжений стоят до водорода.

• С растворами солей

Fe + CuSO₄→ Cu + FeSO₄

Cu + 2 AgNO₃→ 2 Ag + Cu(NO₃)₂

Более активные металлы вытесняют из соединений менее активные.

• Химические свойства щелочных и щелочно-земельных металлов (реакции с водой)

2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

Ca + 2 H₂O →Ca(OH)₂ + H₂

Способы получения неметаллов

Неметаллы синтезируют из природных соединений с помощью электролиза.

2 KCl → 2 K + Cl₂

Также неметаллы получают в результате окислительно-восстановительных реакций.

SiO₂ + 2 Mg → 2 MgO + Si

Химические свойства неметаллов

Неметаллы проявляют окислительные свойства. Самый активный неметалл – фтор. Он бурно реагирует со всеми веществами, а некоторые реакции сопровождаются горением и взрывом. В атмосфере фтора горят даже вода и платина. Фтор окисляет кислород и образует фторид кислорода OF₂.

Неметаллы вступают в реакции со следующими веществами.

• С металлами

3 F + 2 Al → 2 AlF₃ (нагревание)

S + Fe →FeS (нагревание)

• С другими неметаллами

2 F₂ + C → CF₂ (нагревание)

S + O₂→ SO₂(нагревание)

• Со сложными веществами

4 F₂ + CH₄→CH₃F + HF

3 O₂ + 4 NH₃→ 2 N₂ + 6 H₂O

Меньшей активностью обладают такие неметаллы как бор, графит, алмаз. Они могут проявлять восстановительные свойства.

2 C + MnO₂ → Mn + 2 CO

4 H₂ + Fe₃O₂ → 3 Fe + 4 H₂O

Коррозия металла

Коррозия – это процесс разрушения металлов или металлических конструкций под действием кислорода, воды и вредных примесей. Не все металлы подвергаются коррозии. Их стойкость зависит от ряда факторов.

• На благородных металлах не образуется коррозия.
• На поверхности алюминия, титана, цинке, хрома и никеля есть оксидная пленка, которая предотвращает процессы коррозии.

Различают несколько видов коррозии – химическую и электрохимическую.

Химическая коррозия

Химическая коррозия сопровождается химическими реакциями. Она образуется под действием газов.

3 Fe + 2 O₂ → Fe₃O₄

2 Fe + 3 Cl₂ → 2 FeCl₃

Электрохимическая коррозия

Электрохимическая коррозия – процесс разрушения металлов или металлических конструкций, который сопровождается электрохимическими реакциями. В большинстве металлов находятся примеси. В процессе коррозии электродами могут служить не только металлы, но и его примеси.

Например, в железе могут находиться примеси олова. В этом случае на аноде электроны переносятся от олова к железу и металлы растворяются, т.е. железо подвергаются коррозии. На катоде восстанавливается водород из воды или растворенного кислорода. Электрохимическая коррозия может сопровождаться следующими процессами.

Анод: Fe²⁺ — 2e → Fe⁰

Катод: 2H⁺ + 2e → H₂

Способы защиты от коррозии

В промышленности популярны различные методы защиты металлов от коррозии.

• Защитные покрытия

Покрытия защищают поверхности от действия окислителей. Ими служат различные вещества:

• покрытие менее активным металлом (железо покрывают оловом);
• краски, лаки, смазки.
• Создание специальных сплавов

Физические свойства сплавов и чистых металлов отличаются. Поэтому для повышения стойкости в сплав необходимо добавить дополнительные металлы.

Биологическая роль металлов и неметаллов

В организмах содержится множество различных металлов и неметаллов. Различных химических элементов в организме может не хватать, поэтому приходится потреблять их извне.Химические элементы можно разделить на две большие группы – макроэлементы и микроэлементы.

К макроэлементам относятся вещества, содержание которых в организме превышает 0,005 %. Эта группа включает водород, углерод, кислород, азот, натрий, магний, фосфор, сера, хлор, калий, кальций.Микроэлементы – элементы, содержание которых не превышает 0,005%. К ним относятся железо, медь, селен, йод, хром, цинк, фтор, марганец, кобальт, молибден, кремний, бром, ванадий, бор. Каждый макро- и микроэлемент в организме выполняет определенную функцию.

Применение металлов и неметаллов

В синтезе химических препаратов и лекарств применяются чистые металлы и неметаллы. В органической химии металлы используются в качестве катализаторов, а также при получении металлорганических соединений.  Неметаллы служат исходным сырьем для получения чистых кислот и других химических соединений.