Все неметаллы при взаимодействии с хлором
Cl2 при об. Т - газ желто-зеленого цвета с резким удушающим запахом, тяжелее воздуха - в 2,5 раза, малорастворим в воде (
6,5 г/л); х. р. в неполярных органических растворителях. В свободном виде встречается только в вулканических газах.
Основаны на процессе окисления анионов Cl -
2Cl - - 2e - = Cl2 0
Электролиз водных растворов хлоридов, чаще - NaCl:
Окисление конц. HCI различными окислителями:
Хлор - очень сильный окислитель. Окисляет металлы, неметаллы и сложные вещества, превращаясь при этом в очень устойчивые анионы Cl - :
Активные металлы в атмосфере сухого газообразного хлора воспламеняются и сгорают; при этом образуются хлориды металлов.
Малоактивные металлы легче окисляются влажным хлором или его водными растворами:
Хлор непосредственно не взаимодействует только с O2, N2, С. С остальными неметаллами реакции протекают при различных условиях.
Образуются галогениды неметаллов. Наиболее важной является реакция взаимодействия с водородом.
В результате самоокисления-самовосстановления одни атомы хлора превращаются в анионы Cl - , а другие в положительной степени окисления входят в состав анионов ClO - или ClO3 - .
Cl2 + Н2O = HCl + НClO хлорноватистая к-та
Эти реакции имеют важное значение, поскольку приводят к получению кислородных соединений хлора:
КClO3 и Са(ClO)2 - гипохлориты; КClO3 - хлорат калия (бертолетова соль).
а) замещение атомов водорода в молекулах ОВ
б) присоединение молекул Cl2 по месту разрыва кратных углерод-углеродных связей
HCl - хлорид водорода. При об. Т - бесцв. газ с резким запахом, достаточно легко сжижается (т. пл. -114°С, т. кип. -85°С). Безводный НСl и в газообразном, и в жидком состояниях неэлектропроводен, химически инертен по отношению к металлам, оксидам и гидроксидам металлов, а также ко многим другим веществам. Это означает, что в отсутствие воды хлороводород не проявляет кислотных свойств. Только при очень высокой Т газообразный HCl реагирует с металлами, причем даже такими малоактивными, как Сu и Аg.
Восстановительные свойства хпорид-аниона в HCl также проявляются в незначительной степени: он окисляется фтором при об. Т, а также при высокой Т (600°С) в присутствии катализаторов обратимо реагирует с кислородом:
Газообразный HCl широко используется в органическом синтезе (реакции гидрохлорирования).
1. Синтез из простых веществ:
2. Образуется как побочный продукт при хлорировании УВ:
R-H + Cl2 = R-Cl + HCl
3. В лаборатории получают действием конц. H2SO4 на хлориды:
H2SО4(конц.) + NaCl = 2HCl↑ + NaHSО4 (при слабом нагревании)
H2SО4(конц.) + 2NaCl = 2HCl↑ + Na2SО4 (при очень сильном нагревании)
HCl очень хорошо растворяется в воде: при об. Т в 1 л Н2O растворяется
450 л газа (растворение сопровождается выделением значительного количества тепла). Насыщенный раствор имеет массовую долю HCl, равную 36-37 %. Такой раствор имеет очень резкий, удушающий запах.
Молекулы HCl в воде практически полностью распадаются на ионы, т. е. водный раствор HCl является сильной кислотой.
1. Растворенный в воде HCl проявляет все общие свойства кислот, обусловленные присутствием ионов Н +
а) с металлами (до Н):
б) с основными и амфотерными оксидами:
в) с основаниями и амфотерными гидроксидами:
г) с солями более слабых кислот:
Реакции с сильными окислителями F2, MnO2, KMnO4, KClO3, K2Cr2O7. Анион Cl - окисляется до свободного галогена:
2Cl - - 2e - = Cl2 0
Уравнения реакция см. "Получение хлора". Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами:
а) с аминами (как органическими основаниями)
б) с аминокислотами (как амфотерными соедимнеиями)
Кислородсодержащие соединения хлора - чрезвычайно неустойчивые вещества, так как включают атомы Cl в нестабильных положительных с. о. Тем не менее некоторые из них имеют важное практическое значение.
Простое вещество хлор (CAS-номер: 7782-50-5) при нормальных условиях — ядовитый газ желтовато-зелёного цвета, с резким запахом. Молекула хлора двухатомная (формула Cl2).
Впервые хлор был получен в 1772 г. Шееле, описавшим его выделение при взаимодействии пиролюзита с соляной кислотой в своём трактате о пиролюзите:
Шееле отметил запах хлора, схожий с запахом царской водки, его способность взаимодействовать с золотом и киноварью, а также его отбеливающие свойства.
Однако Шееле, в соответствии с господствовавшей в химии того времени теории флогистона, предположил, что хлор представляет собой дефлогистированную соляную кислоту, то есть оксид соляной кислоты. Бертолле и Лавуазье предположили, что хлор является оксидом элемента мурия, однако попытки его выделения оставались безуспешными вплоть до работ Дэви, которому электролизом удалось разложить поваренную соль на натрий и хлор.
Распространение в природе
Изотопный состав
В природе встречаются 2 стабильных изотопа хлора: с массовым числом 35 и 37. Доли их содержания соответственно равны 75,78 % и 24,22 %.
Изотоп | Относительная масса, а.е.м. | Период полураспада | Тип распада | Ядерный спин |
---|---|---|---|---|
35 Cl | 34.968852721 | Стабилен | — | 3/2 |
36 Cl | 35.9683069 | 301000 лет | β-распад в 36 Ar | 0 |
37 Cl | 36.96590262 | Стабилен | — | 3/2 |
38 Cl | 37.9680106 | 37,2 минуты | β-распад в 38 Ar | 2 |
39 Cl | 38.968009 | 55,6 минуты | β-распад в 39 Ar | 3/2 |
40 Cl | 39.97042 | 1,38 минуты | β-распад в 40 Ar | 2 |
41 Cl | 40.9707 | 34 c | β-распад в 41 Ar | |
42 Cl | 41.9732 | 46,8 c | β-распад в 42 Ar | |
43 Cl | 42.9742 | 3,3 c | β-распад в 43 Ar |
Физические и физико-химические свойства
При нормальных условиях хлор — жёлто-зелёный газ с удушающим запахом. Некоторые его физические свойства представлены в таблице.
При охлаждении хлор превращается в жидкость при температуре около 239 К, а затем ниже 113 К кристаллизуется в орторомбическую решётку с пространственной группой Cmca и параметрами a=6,29 Å b=4,50 Å, c=8,21 Å. Ниже 100 К орторомбическая модификация кристаллического хлора переходит в тетрагональную, имеющую пространственную группу P42/ncm и параметры решётки a=8,56 Å и c=6,12 Å.
Растворитель | Растворимость г/100 г |
---|---|
Бензол | Растворим |
Вода (0 °C) | 1,48 |
Вода (20 °C) | 0,96 |
Вода (25 °C) | 0,65 |
Вода (40 °C) | 0,46 |
Вода (60 °C) | 0,38 |
Вода (80 °C) | 0,22 |
Тетрахлорметан (0 °C) | 31,4 |
Тетрахлорметан (19 °C) | 17,61 |
Тетрахлорметан (40 °C) | 11 |
Хлороформ | Хорошо растворим |
TiCl4, SiCl4, SnCl4 | Растворим |
Степень диссоциации молекулы хлора Cl2 → 2Cl. При 1000 К равна 2,07*10 -4 %, а при 2500 К 0,909 %.
Порог восприятия запаха в воздухе равен 0,003 (мг/л).
В реестре CAS — номер 7782-50-5.
По электропроводности жидкий хлор занимает место среди самых сильных изоляторов: он проводит ток почти в миллиард раз хуже, чем дистиллированная вода, и в 10 22 раз хуже серебра. Скорость звука в хлоре примерно в полтора раза меньше, чем в воздухе.
Химические свойства
На валентном уровне атома хлора содержится 1 неспаренный электрон: 1S² 2S² 2p 6 3S² 3p 5 , поэтому валентность равная 1 для атома хлора очень стабильна. За счёт присутствия в атоме хлора незанятой орбитали d-подуровня, атом хлора может проявлять и другие валентности. Схема образования возбуждённых состояний атома:
Валентность | Возможные степени окисления | Электронное состояние валентного уровня | Пример соединений |
---|---|---|---|
I | +1, −1 | 3s 2 3p 5 | NaCl, NaClO |
III | +3 | 3s 2 3p 4 3d 1 | NaClO2 |
V | +5 | 3s 2 3p 3 3d 2 | NaClO3 |
VII | +7 | 3s 1 3p 3 3d 3 | NaClO4 |
Также известны соединения хлора, в которых атом хлора формально проявляет валентность 4 и 6, например ClO2 и Cl2O6. Однако, эти соединения являются радикалами, то есть у них есть один неспаренный электрон.
Хлор непосредственно реагирует почти со всеми металлами (с некоторыми только в присутствии влаги или при нагревании):
На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с водородом по радикальному механизму. Смеси хлора с водородом, содержащие от 5,8 до 88,3 % водорода, взрываются при облучении с образованием хлороводорода. Смесь хлора с водородом в небольших концентрациях горит бесцветным или желто-зелёным пламенем. Максимальная температура водородно-хлорного пламени 2200 °C.:
С кислородом хлор образует оксиды в которых он проявляет степень окисления от +1 до +7: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7. Они имеют резкий запах, термически и фотохимически нестабильны, склонны к взрывному распаду.
При реакции с фтором, образуется не хлорид, а фторид:
Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и металлами:
При растворении в воде или щелочах, хлор дисмутирует, образуя хлорноватистую (а при нагревании хлорную) и соляную кислоты, либо их соли:
Действие хлора на аммиак можно получить трёххлористый азот:
Хлор очень сильный окислитель.
Присоединяется к ненасыщенным соединениям по кратным связям:
Ароматические соединения замещают атом водорода на хлор в присутствии катализаторов (например, AlCl3 или FeCl3):
Хлор способы получения хлора
Первоначально промышленный способ получения хлора основывался на методе Шееле, то есть реакции пиролюзита с соляной кислотой:
В 1867 году Диконом был разработан метод получения хлора каталитическим окислением хлороводорода кислородом воздуха. Процесс Дикона в настоящее время используется при рекуперации хлора из хлороводорода, являющегося побочным продуктом при промышленном хлорировании органических соединений.
Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с гидроксидом натрия и водородом путём электролиза раствора поваренной соли:
Так как параллельно электролизу хлорида натрия проходит процесс электролиз воды, то суммарное уравнение можно выразить следующим образом:
1,80 NaCl + 0,50 H2O → 1,00 Cl2↑ + 1,10 NaOH + 0,03 H2↑
Применяется три варианта электрохимического метода получения хлора. Два из них электролиз с твердым катодом: диафрагменный и мембранный методы, третий — электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод производства). В ряду электрохимических методов производства самым легким и удобным способом является электролиз с ртутным катодом, но этот метод наносит значительный вред окружающей среде в результате испарения и утечек металлической ртути.
Полость электролизера разделена пористой асбестовой перегородкой — диафрагмой — на катодное и анодное пространство, где соответственно размещены катод и анод электролизёра. Поэтому такой электролизёр часто называют диафрагменным, а метод получения — диафрагменным электролизом. В анодное пространство диафрагменного электролизера непрерывно поступает поток насыщенного анолита (раствора NaCl). В результате электрохимического процесса на аноде за счёт разложения галита выделяется хлор, а на катоде за счёт разложения воды — водород. При этом прикатодная зона обогащается гидроксидом натрия.
Мембранный метод с твердым катодом
Мембранный метод по сути, аналогичен диафрагменному, но анодное и катодное пространства разделены катионообменной полимерной мембраной. Мембранный метод производства эффективнее, чем диафрагменный, но сложнее в применении.
Процесс проводят в электролитической ванне, которая состоит из электролизера, разлагателя и ртутного насоса, объединённых между собой коммуникациями. В электролитической ванне под действием ртутного насоса циркулирует ртуть, проходя через электролизёр и разлагатель. Катодом электролизера служит поток ртути. Аноды — графитовые или малоизнашивающиеся. Вместе с ртутью через электролизер непрерывно течет поток анолита — раствора хлорида натрия. В результате электрохимического разложения хлорида на аноде образуются молекулы хлора, а на катоде выделившийся натрий растворяется в ртути образуя амальгаму.
В лабораториях для получения хлора обычно используют процессы, основанные на окислении хлороводорода сильными окислителями (например, оксидом марганца (IV), перманганатом калия, дихроматом калия):
Хранение хлора
Стандарты качества хлора
Наименование показателя ГОСТ 6718-93 | Высший сорт | Первый сорт |
---|---|---|
Объемная доля хлора, не менее, % | 99,8 | 99,6 |
Массовая доля воды, не более, % | 0,01 | 0,04 |
Массовая доля треххлористого азота, не более, % | 0,002 | 0,004 |
Массовая доля нелетучего остатка, не более, % | 0,015 | 0,10 |
Применение
Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:
Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.
Биологическая роль хлора
Хлор относится к важнейшим биогенным элементам и входит в состав всех живых организмов.
У животных и человека, ионы хлора участвуют в поддержании осмотического равновесия, хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании постоянного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Под воздействием ГАМК (нейромедиатор) ионы хлора оказывают тормозящий эффект на нейроны путём снижения потенциала действия. В желудке ионы хлора создают благоприятную среду для действия протеолитических ферментов желудочного сока. Хлорные каналы представлены во многих типах клеток, митохондриальных мембранах и скелетных мышцах. Эти каналы выполняют важные функции в регуляции объёма жидкости, трансэпителиальном транспорте ионов и стабилизации мембранных потенциалов, участвуют в поддержании рН клеток. Хлор накапливается в висцеральной ткани, коже и скелетных мышцах. Всасывается хлор, в основном, в толстом кишечнике. Всасывание и экскреция хлора тесно связаны с ионами натрия и бикарбонатами, в меньшей степени с минералокортикоидами и активностью Na + /K + — АТФ-азы. В клетках аккумулируется 10-15 % всего хлора, из этого количества от 1/3 до 1/2 — в эритроцитах. Около 85 % хлора находятся во внеклеточном пространстве. Хлор выводится из организма в основном с мочой (90-95 %), калом (4-8 %) и через кожу (до 2 %). Экскреция хлора связана с ионами натрия и калия, и реципрокно с HCO3 - (кислотно-щелочной баланс).
Человек потребляет 5-10 г NaCl в сутки. Минимальная потребность человека в хлоре составляет около 800 мг в сутки. Младенец получает необходимое количество хлора через молоко матери, в котором содержится 11 ммоль/л хлора. NaCl необходим для выработки в желудке соляной кислоты, которая способствует пищеварению и уничтожению болезнетворных бактерий. В настоящее время участие хлора в возникновении отдельных заболеваний у человека изучено недостаточно хорошо, главным образом из-за малого количества исследований. Достаточно сказать, что не разработаны даже рекомендации по норме суточного потребления хлора. Мышечная ткань человека содержит 0,20-0,52 % хлора, костная — 0,09 %; в крови — 2,89 г/л. В организме среднего человека (масса тела 70 кг) 95 г хлора. Ежедневно с пищей человек получает 3-6 г хлора, что с избытком покрывает потребность в этом элементе.
Ионы хлора жизненно необходимы растениям. Хлор участвует в энергетическом обмене у растений, активируя окислительное фосфорилирование. Он необходим для образования кислорода в процессе фотосинтеза изолированными хлоропластами, стимулирует вспомогательные процессы фотосинтеза, прежде всего те из них, которые связаны с аккумулированием энергии. Хлор положительно влияет на поглощение корнями кислорода, соединений калия, кальция, магния. Чрезмерная концентрация ионов хлора в растениях может иметь и отрицательную сторону, например, снижать содержание хлорофилла, уменьшать активность фотосинтеза, задерживать рост и развитие растений.
Но существуют растения, которые в процессе эволюции либо приспособились к засолению почв, либо в борьбе за пространство заняли пустующие солончаки на которых нет конкуренции. Растения произрастающие на засоленных почвах называются — галофиты, они накапливают хлориды в течение вегетационного сезона, а потом избавляются от излишков посредством листопада или выделяют хлориды на поверхность листьев и веток и получают двойную выгоду притеняя поверхнисти от солнечного света. В России галофиты произрастают на соляных куполах, выходах соляных отложений и засоленных понижениях вокруг соляных озёр Баскунчак, Эльтон.
Среди микроорганизмов, так же известны галофилы — галобактерии — которые обитают в сильносоленых водах или почвах.
Хлор — токсичный удушливый газ, при попадании в лёгкие вызывает ожог лёгочной ткани, удушье. Раздражающее действие на дыхательные пути оказывает при концентрации в воздухе около 0,006 мг/л (т.е. в два раза выше порога восприятия запаха хлора). Хлор был одним из первых химических отравляющих веществ, использованных Германией в Первую мировую войну. При работе с хлором следует пользоваться защитной спецодеждой, противогазом, перчатками. На короткое время защитить органы дыхания от попадания в них хлора можно тряпичной повязкой, смоченной раствором сульфита натрия Na2SO3 или тиосульфата натрия Na2S2O3.
ПДК хлора в атмосферном воздухе следующие: среднесуточная — 0,03 мг/м³; максимально разовая — 0,1 мг/м³; в рабочих помещениях промышленного предприятия — 1 мг/м³.
Среди неметаллов два элемента – водород и гелий – относятся к s-семейству, все остальные принадлежат к р-семейству.
На внешнем электронном слое у атомов неметаллов находится различное число электронов: у атома водорода – один электрон (1s 1 ), у атомов гелия – два электрона (1s 2 ), у атома бора – три электрона (2s 2 2p 1 ). Однако атомы большинства неметаллов, в отличие от атомов металлов, на внешнем электронном слое имеют большое число электронов – от 4 до 8; их электронные конфигурации изменяются от ns 2 np 2 у атомов элементов главной подгруппы IV группы до ns 2 np 6 у атомов инертных газов.
Элементы – неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях:
Газы: гелий, неон, криптон, ксенон, радон, водород, кислород, азот, фтор, хлор.
Жидкость: бром
Твердые вещества: йод, углерод, кремний, фосфор, и др.
7 элементов-неметаллов образуют простые вещества, существующие в виде двухатомных молекул Э2 (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2).
Бром
Кристаллические решетки металлов и твердых веществ-неметаллов отличаются между собой. Атомы металлов образуют плотно упакованную кристаллическую структуру, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов, как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от металлов плохо проводят тепло и электрический ток, не обладают пластичностью.
Неметаллы как окислители
- Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами. Например:
- Все неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с водородом. Например:
- Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкую ЭО. Например:
В этой реакции сера – окислитель, а фосфор – восстановитель, так как ЭО фосфора меньше ЭО серы.
- Окислительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами. Здесь важно особо отметить окислительные свойства неметалла – кислорода в реакциях окисления сложных веществ:
- Не только кислород, но и другие неметаллы (фтор, хлор, бром и другие) также могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами. Например, сильный окислитель Cl2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III):
На разной окислительной активности основана способность одних неметаллов вытеснять другие из растворов их солей. Например, бром, как более сильный окислитель, вытесняет йод в свободном виде из раствора йодида калия:
Неметаллы как восстановители
Стоит отметить, что неметаллы (кроме фтора) могут проявлять и восстановительные свойства. При этом электроны атомов неметаллов смещаются к атомам элементов- окислителей. В образующихся соединениях атомы неметаллов имеют положительные степени окисления. Высшая положительная степень окисления неметалла обычно равна номеру группы.
- Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом, так как ЭО кислорода больше ЭО всех других неметаллов (кроме фтора):
Горение фосфора в кислороде
- Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями:
— взаимодействие с кислотами-окислителями:
— взаимодействие с солями-окислителями:
Наиболее сильные восстановительные свойства имеют неметаллы углерод и водород:
SiO2 + 2C = Si + 2CO
Таким образом, практически все неметаллы могут выступать как в роли окислителей, так и в роли восстановителей. Это зависит от того, с каким веществом взаимодействует неметалл.
Реакции самоокисления – самовосстановления
Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования). Например:
Скачать рефераты по другим темам можно здесь
Свойства простых веществ:
Свойства сложных веществ:
Особенности протекания реакций:
Химические свойства неметаллов
1) С кислородом из галогенов реагирует только фтор:
2) С водой реагируют все галогены, но по-разному: фтор окисляет воду, другие галогены диспропорционируют в ней:
3) Все галогены взаимодействуют с водородом:
4) Из солей галогены реагируют: 1) с галогенидами (если галоген в простом веществе является более сильным окислителем, чем галоген в соли) и 2) с сульфидами:
Cl2 + CaF2 → реакция не идет, так как Cl2 обладает менее выраженными окислительными свойствами, чем F2.
Если можем окислить металл:
5) Все галогены реагируют с металлами:
Окислительный свойства йода выражены слабее, чем у других галогенов, поэтому с такими металлами, как Fe и Cu, он взаимодействует по-другому:
6) Галогены - сильные окислители, окисляют такие сложные вещества, как H2S, H2O2, NH3, SO2 и др:
7) Не реагируют с оксидами
8) Не реагируют с кислотами за исключением одной реакции (только I2 и только с концентрированной азотной кислотой):
9) Диспропорционируют в растворах щелочей:
2F2 + 2NaOH → OF2 + 2NaF + H2O (продукты этой реакции на ЕГЭ не проверяются, но необходимо знать, что реакция протекает)
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2).
1) реагирует с кислородом:
2) Реагирует с водородом:
3) Реагирует с металлами
4) Реагирует со всеми неметаллами, :
S + N2 → реакция не идет
S + I2 → реакция не идет
5) Реагирует с кислотами-окислителями:
Реагирует только с O2, H2, F2 (со фтором реакции на ЕГЭ не встречаются) и металлами.
1) Реагирует с кислородом (электрический разряд или 2000ºС)
2) Реагирует с водородом (обратимая, экзотермическая реакция):
3) Реагирует с металлами с образованием нитридов (с Li без нагревания, с остальными - только при нагревании):
4) Не реагирует с H2O, кислотами, оксидами, солями.
Основные аллотропные модификации: красный (атомная кристаллическая решетка) и белый (P4, молекулярная кристаллическая решетка). Белый фосфор - ядовитое вещество, самовоспламеняется на воздухе. Красный фосфор стабилен и ядовитым не является.
1) Реагирует с кислородом:
2) Не реагирует с водородом:
P + H2 → реакция не идет.
3) Диспропорционирует в растворах щелочей:
4) Реагирует с кислотами-окислителями:
5) Окисляется сильными окислителями:
6) Реагирует с металлами с образованием фосфидов:
7) Реагирует с серой, галогенами:
2P + 3I2 → 2PI3 (с I2 возможно только образованием PI3, PI5 не образуется)
8) Реагирует с соединениями P +5 :
3PCl5 + 2P → 5PCl3
1) Реагирует с кислородом:
2) Реагирует с водородом:
3) Реагирует с кислотами-окислителями:
4) Используется при получении фосфора:
1) Реагирует с кислородом:
2) Не реагирует с водородом:
Si + H2 → реакция не идет.
3) Растворяется в щелочах:
4) Не реагирует с растворами кислот. Реагирует только с HF:
Химические элементы-неметаллы.
Химические элементы, образующие простые вещества-неметаллы, располагаются в правом верхнем углу ПСХЭ Д.И. Менделеева. Таких химических элементов всего 16. Слева направо по периоду и снизу вверх по главной подгруппе радиусы атомов химических элементов уменьшаются, окислительные свойства и значения относительной электроотрицательности увеличиваются. Самый электроотрицательный элемент – фтор.
Особенностями строения атомов неметаллов по сравнению с металлами являются сравнительно небольшие атомные радиусы и большое число внешних электронов (как правило, 4 и более). Для большинства неметаллов будут более характерны окислительные свойства – им легче принимать электроны, чем отдавать.
Строение и физические свойства простых веществ-неметаллов.
Простых веществ-неметаллов больше, чем химических элементов-неметаллов. Это обусловлено явлением аллотропии. Аллотропией называют способность атомов одного и того же химического элемента образовывать несколько простых веществ – аллотропных модификаций.
Например, химический элемент кислород образует две аллотропные модификации: кислород (необходимый для дыхания) и озон (защищающий Землю от УФ-лучей). Химический элемент сера образует три аллотропные модификации, самая устойчивая из которых при комнатной температуре – ромбическая сера. Известно несколько аллотропных модификаций углерода. Среди них алмаз, графит и фуллерен.
В простых веществах-неметаллах реализуется ковалентная неполярная химическая связь. Кристаллические структуры этих веществ могут быть атомными или молекулярными. Вещества с атомной кристаллической решеткой отличаются тугоплавкостью, твердостью, нелетучестью. Атомную кристаллическую решетку имеют кремний, алмаз, графит, бор. Вещества с молекулярной кристаллической решеткой легкоплавки и летучи. Во-первых, это газообразные при н. у. неметаллы (водород, кислород, хлор, фтор), единственный жидкий при н. у. неметалл – бром, твердые неметаллы (сера, белый фосфор, йод).
Общие химические свойства неметаллов.
Окислительные свойства неметаллов. В реакциях с металлами неметаллы всегда являются окислителями. При взаимодействии металлов с кислородом образуются, как правило, оксиды. Например, при горении магния в кислороде образуется оксид магния:
При взаимодействии металлов с галогенами образуются галогениды металлов. Например, при взаимодействии железа с хлором образуется хлорид железа(III):
При взаимодействии некоторых активных металлов с водородом образуются гидриды металлов. Например, при нагревании натрия с водородом образуется гидрид натрия:
При нагревании активных металлов с азотом (только литий реагирует с азотом без нагревания) образуются нитриды, в которых азот проявляет степень окисления -3. Например, при нагревании калия с азотом образуется нитрид калия:
Другие бинарные соединения металлов также образуются при взаимодействии металлов с соответствующими неметаллами. При нагревании железного и серного порошков образуется сульфид железа(II):
При взаимодействии магния с кремнием образуется силицид магния:
Неметаллы могут выступать в роли окислителей не только в реакциях с металлами, но и с другими неметаллами, значения относительной электроотрицательности которых будут ниже.
Например, при взаимодействии водорода с хлором водород проявляет восстановительные свойства, а хлор – окислительные:
При горении серы в кислороде: сера – восстановитель, кислород – окислитель:
Кислород и некоторые другие неметаллы могут выступать в роли окислителей и в реакциях со сложными веществами. Горение метана в кислороде:
Реакции замещения более активными галогенами менее активных в солях:
Восстановительные свойства неметаллов. Восстановительные свойства неметаллов проявляются в реакциях как с другими (более электроотрицательными) неметаллами, так и с некоторыми сложными веществами.
В реакциях с фтором все неметаллы проявляют восстановительные свойства. А с кислородом только фтор будет выступать в роли окислителя. При взаимодействии азота с кислородом под действием электрического разряда образуется монооксид азота. Азот в данном случае выступает в роли восстановителя:
При взаимодействии фосфора с избытком хлора образуется пентахлорид фосфора:
Сера проявляет восстановительные свойства, например, в реакции с концентрированной серной кислотой, в результате которой образуется сернистый газ и вода:
В составе серной кислоты сера – окислитель, а простое вещество сера – восстановитель.
Читайте также: