Билет №10.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV – VII групп (IV-A – VII-A) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов VI-A группы.

При движении сверху вниз по группам увеличивается радиус атома и следовательно уменьшаются окислительные свойства.

Сравнительная характеристика окисли­тельно-восстановительных свойств неметаллов на примере кислорода и серы.

Схемы электронных оболочек:

На внешнем электронном уровне атомов кислорода и серы находится по 6 электронов.

У кислорода окислительные свойства выражены силь­нее, так как радиус атома меньше и валентные элек­троны сильнее притягиваются к ядру. Для кислорода наиболее характерна степень окисления —2, прояв­ляющаяся при достройке внешнего энергетического уровня до 8 электронов.

Сера также может являться окислителем, проявляя степень окисления —2, но характерны также степени окисления +4 (при потере 4 р-электронов) и +6 (при потере всех шести валентных электронов).

В реакциях с металлами ки­слород и сера проявляют окислительные свойства, обра­зуя оксиды и сульфиды соответственно:

В реакциях с неметаллами кислород проявляет свойства окислителя:

Сера может быть как окислителем

так и восстановителем:

Сера выступает в роли восстановителя в реакции с концентрированной азотной кислотой:

Билет №11.

Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.

Если какой-либо элемент может существовать в двух или нескольких твердых формах (кристаллических либо аморфных), то считается, что он проявляет аллотро­пию. Различные формы одного элемента называются аллотропами. Аллотропы сущест­вуют приблизительно у половины всех элементов.

Например, углерод существует в виде алмаза либо графита. Сера существует в двух кристаллических формах — ромбической и моноклинной — в зависимости от темпера­туры. Обе ее кристаллические формы являются примерами молекуляр­ных кристаллов. Молекулы в них представляют собой гофрированные циклы, в каждом из которых содержится по восемь ковалентно связанных атомов серы. Твердая сера может существовать еще в третьей аллотропной форме как пластическая сера. Эта форма серы неустойчива. Она состоит из длинных цепочек атомов серы, которые при комнатной температуре разрушаются и снова образуют молекулы S₈, кристаллизующиеся в ромбическую решетку.

Фосфор может существовать в трех аллотропных формах. Наиболее устойчивая из них-красный фосфор. Красный фосфор имеет каркасную кристал­лическую структуру, в которой каждый атом ковалентно связан с тремя другими атомами фосфора. Белый фосфор представляет собой молекулярный кристалл. Каждая его молекула содержит четыре атома фосфора, ковалентно связанных в тетраэдричес-кую структуру. Третий аллотроп — черный фосфор — образуется только при высоких давлениях. Он существует в виде макромолекулярной слоистой структуры.

Билет №12.

Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия). Практическое значение электролиза.

Электролизом называются реакции в растворах или расплавах электролитов, происходящие под действием электрического тока.

В расплавах или растворах происходит диссоциация электролита. Катионы смещаются к катоду, анионы — к аноду.

Электролиз расплавов. На катоде происходит восстановление катионов, на аноде — окисление анионов.

Электролиз расплава хлорида натрия. На катоде восстанавливаются катионы Na⁺ и выделяется металлический натрий, на аноде окисляются хло­рид-ионы и выделяется хлор:

Электролиз водных растворов. В процессах на като­де и аноде могут участвовать не только ионы электролита, но и молекулы воды.

Будут ли на катоде восстанавливаться катионы металла или молекулы воды, зависит от положения металла в ряду напряжений металлов.

Если металл находится в ряду напряжений правее водорода, на катоде восстанавливаются катионы металла; если металл находится в ряду напряжений левее водорода, на катоде восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород. Наконец, в случае катионов металлов от цинка до свинца может происходить либо выделение металла, либо выделение водорода, в зависимости от концентрации раствора и других условий.

На аноде также может происходить либо окисление анионов электролита, либо окисление молекул воды. При электролизе солей бескислородных кислот или са­мих кислот на аноде окисляются анионы (кроме F^–.) В случае кислородсодержащих кислот на аноде окисляют­ся молекулы воды и выделяется кислород.

Электролиз раствора хлорида натрия. На катоде восстанавливаются молекулы воды и выделяется водород, а на аноде окисляются хлорид-ионы и вы­деляется хлор:

Электролиз раствора нитрата серебра. На катоде восстанавливаются катионы Ag⁺ и выделяется серебро, на аноде окисляются молекулы воды и вы­деляется кислород:

Применение. Электролиз расплавов используют для получения фтора, активных металлов (натрий, калий, магний, кальций, алюминий). Электролиз растворов ис­пользуют для получения хлора, щелочей, очистки ме­таллов (электрорафинирование).

studfile.net

Ответы — Стр 3

кроме Be и Al, которые проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства. Атомы металлов имеют больший радиус, чем атомы неметаллов, поэтому легко теряют валентные электроны. Вследствие этого металлы проявляют восстановительные свойства.

10.Неметаллыих, положениев периодическойсистеме химических элементов Д.И.Менделеева, строение их атомов. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.

При движении сверху вниз по группам увеличивается радиус атома и следовательно уменьшаются окислительные свойства.

^ Сравнительная характеристика окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере кислорода и серы.

Схемы электронных оболочек:

На внешнем электронном уровне атомов кислорода и серы находится по 6 электронов.

У кислорода окислительные свойства выражены сильнее, так как радиус атома меньше и валентные электроны сильнее притягиваются

к ядру. Для кислорода наиболее характерна степень окисления —2, проявляющаяся при достройке внешнего энергетического уровня до 8 электронов.

Сера также может являться окислителем, проявляя степень окисления —2, но характерны также степени окисления+4 ( при потере 4 р-электронов) и +6 (при потере всех шести валентных электронов).

Вреакциях с металлами кислороди сера проявляют окислительные свойства, образуяоксиды и сульфиды соответственно:

Вреакциях с неметаллами кислород проявляет свойства окислителя:

Сера может быть как окислителем

так и восстановителем:

Сера выступает в роли восстановителя в реакции с

концентрированной азотной кислотой:

11. Аллотропиянеорганическихвеществна примере углеродаи кислорода.

Если какой-либо элемент может существовать в двух или нескольких твердых формах (кристаллических либо аморфных), то считается, что он проявляет аллотропию. Различные формы одного элемента называются аллотропами. Аллотропы существуют приблизительно у половины всех элементов.

Например, углерод существует в виде алмаза либо графита. Сера существует в двух кристаллических формах — ромбической и моноклинной — в зависимости от температуры. Обе еекристаллические формы являются примерами молекулярных кристаллов. Молекулы в них представляют собой гофрированные циклы, в каждом из которых содержится по восемь ковалентно связанных атомов серы. Твердая сера может существовать ещев третьей аллотропной форме как пластическая сера. Эта форма серы неустойчива. Она состоит из длинных цепочек атомов серы, которые при комнатной температуре разрушаются и снова образуют молекулы S8, кристаллизующиеся в ромбическую решетку.

12. Электрохимическийряднапряженияметаллов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами.

По своим химическим свойствам все металлы являются восстановителями, все они сравнительно легко отдают валентные электроны, переходят в положительно заряженные ионы, то есть окисляются. Восстановительную активность металла в химических реакциях, протекающих в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов, или ряду стандартных электродных потенциалов металлов.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Pb, h3, Cu, Ag, Hg, Au

Чем левее стоит металл в ряду стандартных электродных потенциалов, тем более сильным восстановителем он является, самый сильный восстановитель – металлический литий, золото – самый слабый, и, наоборот, ион золото (III) – самый сильный окислитель, литий (I) – самый слабый.

Каждый металл способен восстанавливать из солей в растворе те металлы, которые стоят в ряду напряжений после него, например, железо может вытеснять медь из растворов еесолей. Однако следует помнить, что металлы щелочных и щелочно-земельных металлов будут взаимодействовать непосредственно с водой.

Металлы, стоящее в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из растворов разбавленных кислот, при этом растворяться в них.

Восстановительная активность металла не всегда соответствует его положению в периодической системе, потому что при определении места металла в ряду учитывается не только его способность отдавать электроны, но и энергия, которая затрачивается на разрушение кристаллической решетки металла, а также энергия, затрачиваемая на гидратацию ионов.

13.ВодородныесоединениянеметалловЗакономерности.

в изменений их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д.И.Менделеева.

Гидриды. В соединениях с неметаллами водород проявляет степень окисления +1. Поскольку энергия ионизации водорода очень большая, химическая связь его с неметаллами не ионная, а полярноковалентная. Наиболее электроотрицательные р-элементы в правой части периодов, например сера и хлор, реагируют сводородом, образуя

ковалентные гидриды, которые обладают кислотными свойствами и сила этих кислот увеличивается по мере увеличения размера атома присоединяемого к водороду неметалла. Исключениями являются метан СН4, представляющийсобойнейтральноесоединениеа, также аммиак Nh4, обладающийосновнымисвойствамиВодородные.

соединения неметаллов хорошорастворимы в водеи образуют кислоты стеми же формулами.

Более электроотрицательные р-элементы, например алюминий, кремний и фосфор, в нагретом состоянии не реагируют сводородом.

14.Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе.

Реакционная способность элементов во взаимодействии скислородом, вообщеговоря, уменьшается при перемещении вправо вдоль каждого периода. Например, в 3-м периодедва s-металла, натрий и магний, и два р-элемента, алюминий и фосфор, бурно реагируют скислородом, образуя оксиды. В том же периоде элементы кремний и сера способны только медленно реагировать скислородом. Хлор и аргон, расположенные в правом конце периода, вообщене реагируют с кислородом.

Электроположительные s-металлы образуют ионные оксиды, как, например, оксид натрия Na2O и оксидмагнияMgO. Оксиды элементов, расположенных в средней и правой частях периода,

являются преимущественно ковалентными соединениями, как, например, оксиды азота и серы.

Кислотно-основный характер оксидов тоже изменяется от основного у оксидов элементов левой части периода к амфотерному у оксидов элементов средней части периода и далее к кислотному у оксидов элементов правой части периода. Например, s-металлы обычно образуют оксиды, которые растворяются в водесобразованием щелочных растворов:

Молекулярные оксиды р-элементов, например диоксид углерода и триоксид серы, обычно обладают кислотными свойствами. Закономерноеизменение основных свойств спереходом к кислотным свойствам наглядно проявляется у оксидов элементов 3-гопериода.

15.Кислоты, их классификацияи свойствана основе представлений обэлектролитической диссоциации.

Классификация кислот.

Соляная кислота — водный раствор газа хлороводорода в воде.

^ Химические свойства. Кислоты изменяют цвет индикаторов: лакмус окрашивается в красный цвет, метилоранж — в желтый.

При реакции с основаниями образуется соль и вода (реакция нейтрализации). В реакцию вступают как растворимые, так и нерастворимые в воде основания:

При реакции с основными оксидами образуются соли:

Кислоты реагируют с металлами, находящимися в ряду напряжений до водорода, при этом выделяется газообразный водород и образуется соль:

Сильные кислоты реагирует с солями слабых кислот, вытесняя слабые кислоты из их солей:

^ Получение кислот. Многие кислоты можно получить при реакции кислотных оксидов с водой:

^ Концентрированная серная кислота при обычной температуре не действует на многие металлы. По этой причине, например, безводная

серная кислота в отличие от её растворов может сохраняться в железной таре.

Но концентрированная серная кислота действует почти на все металлы при нагревании. При этом образуются соли серной кислоты, однако водородне выделяется, а получаются другие вещества, например сернистый газ.

Так, при нагревании концентрированной серной кислоты смедью вначале серная кислота окисляет медь доокиси меди, а сама восстанавливается при этом досернистой кислоты, которая тотчас же разлагается на сернистый газ и воду:

Образовавшаяся окись меди реагирует сизбытком серной кислоты, образуя соль и воду:

Таким образом, окись меди является промежуточным веществомв этой реакции. Сложив эти уравнения, мы получим итоговоеуравнение реакции, в котороевходят только исходные и конечные вещества:

studfile.net

Химические и физические свойства неметаллов :: SYL.ru

Деление химических элементов на металлы и неметаллы достаточно условно. Существует небольшая группа элементов, которые при некоторых условиях ведут себя нетипичным образом. Например, алюминий может реагировать не только с кислотами, как большинство металлов, но и со щелочами, как неметаллические элементы. А германий, являющийся неметаллом, может проводить электрический ток, как типичный металл. В нашей статье мы рассмотрим физические и химические свойства неметаллов, а также их применение в промышленности.

Формула валентного уровня

В основе различий в характеристиках элементов лежит строение их атомов. Неметаллы имеют от 4 до 8 электронов на последнем энергетическом уровне, исключением будут водород, гелий и бор. Практически все неметаллы относятся к p-элементам. Например, это хлор, азот, кислород. Этому правилу не подчиняются гелий и водород, являющиеся p-элементами. Физические свойства неметаллов, а также способность к химическим превращениям, обусловлены их расположением в периодической системе.

Место неметаллов в системе химических элементов

Изменение свойств атомов неметаллических элементов происходит с увеличением порядкового номера. В периоде благодаря увеличению заряда ядра происходит сжатие атома и уменьшение его радиуса. Также усиливается окислительная способность, а восстановительные свойства элементов ослабевают. Физические свойства неметаллов, а также особенности их взаимодействия с другими веществами зависят от строения их внешнего энергетического уровня. От него же зависит и способность атомов притягивать в сферу своего влияния чужие электроны. Например, во втором периоде от бора до фтора электроотрицательность неметаллов увеличивается. Самым активным среди всех неметаллических элементов является фтор. В своих соединениях он сильнее всех удерживает чужие электроны, сохраняя заряд -1.

Физические свойства неметаллов

Неметаллы существуют в различных агрегатных состояниях. Так, бор, углерод, фосфор – твердые соединения, бром – жидкость, азот, водород, кислород – газы. Все они не проводят электрический ток, менее прочные, чем металлы, имеют низкую теплопроводность. Вид кристаллической решетки также влияет на физические свойства неметаллов. Например, соединения с молекулярной решеткой (йод, сера, фосфор) имеют низкую температуру кипения и плавления, а также летучи. Атомное кристаллическое строение присуще кремнию, алмазу. Эти вещества очень прочные, их температуры плавления и кипения высокие.

Химические свойства

Прямая реакция соединения металлов и неметаллов приводит к получению бинарных соединений класса солей: нитридов, карбидов, хлоридов.

Например:

6Na + N₂ = 2 Na₃N.

Неметаллические элементы способны взаимодействовать друг с другом. Главное условие протекание таких процессов: элементы должны иметь различную электроотрицательность. Например:

6Cl₂ + 4P =4 PCl₃.

Большинство неметаллов, за исключением йода, напрямую окисляются кислородом. При этом образуются бинарные соединения – кислотные оксиды:

C + O₂ = CO₂ – диоксид карбона, или углекислый газ.

Возможны реакции неметаллов с некоторыми оксидами. Так, углерод применяют в качестве элемента, восстанавливающего металлы из их оксидов:

C + CuO = Cu + CO.

Кислоты – сильные окислители (например, нитратная), способны взаимодействовать с неметаллами, окисляя их до оксидов:

C + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O.

Галогены

Элементы, расположенные в главной подгруппе седьмой группы таблицы периодической системы, являются в химическом отношении самыми активными неметаллами. Их атомы имеют одинаковое количество электронов -7 на последнем энергетическом уровне, что и объясняет схожесть их химических характеристик.

Физические свойства простых веществ – неметаллов различны. Так, фтор, хлор находятся в газообразной фазе, жидкостью является бром, а твердое состояние присуще йоду. Активность галогенов в группе с увеличением заряда ядра атома ослабевает, фтор является самым реакционно способным среди галогенов. В реакционной способности ему ступает лишь кислород, входящий в группу халькогенов. Сила водородных соединений галогенов, водные растворы которых являются кислотами, от фтора до йода возрастает, а растворимость малорастворимых солей уменьшается. Особое положение фтора среди галогенов касается и его способности к реакциям с водой. Галоген может разлагать воду, образуя различные продукты: собственный оксид F₂O, озон, кислород и перекись водорода.

Кислород и его особенности

Элемент является самым распространенным на Земле. Его содержание в почве составляет более 47%, а масса газа в воздухе равна 23,15%. Общие физические свойства неметаллов, таких как азот, кислород, водород, находящихся в газообразном состоянии, определяются строением их молекул.

Все они состоят из двух атомов, связанных ковалентными неполярными связями. В атоме кислорода на последнем энергетическом уровне находятся два свободных p-электрона. Поэтому степень окисления элемента обычно равна -2, а в соединениях со фтором (например, OF₂) +2. Кислород плохо растворим в воде, при температуре -183 ⁰C он превращается в легко подвижную жидкость голубого цвета, способную притягиваться магнитом. Элемент представлен двумя простыми веществами: кислородом O₂ и озоном O₃. Характерный запах озона можно ощутить в воздухе после грозового дождя. Вещество чрезвычайно агрессивно, разлагает органические материалы и окисляет даже пассивные металлы, такие как платина или золото. Большинство сложных веществ — оксидов, солей, оснований и кислот — содержат в составе своих молекул атомы кислорода.

Сера – типичный неметаллический элемент

Как и кислород, сера очень распространена в земной коре, ее атомы также входят в состав органических веществ, например белков. Велико содержание серы в геотермальных источниках и вулканических газах. Наиболее распространенные серосодержащие минералы: пирит FeS₂, цинковый и свинцовый блеск ZnS, PbS.

На просьбу: «Перечислите физические свойства неметаллов», мы можем ответить, назвав, например, свойства серы. Она является диэлектриком. Вещество плохо сохраняет тепловую энергию, хрупкое, крошится при ударе, не растворяется в воде. Может формировать несколько аллотропных форм, называемых ромбической, пластической и моноклинной. Природная сера имеет желтую окраску и ромбическое строение. В химических реакциях с металлами и некоторыми неметаллами ведет себя как окислитель, а с галогенами и кислородом – проявляет восстановительные свойства.

В нашей статье на примере галогенов, кислорода и серы мы рассмотрели свойства неметаллических элементов.

www.syl.ru

25. Сера и ее свойства

Сера (S) в природе встречается в соединениях и свободном виде. Распространены и соединения серы, такие как свинцовый блеск PbS, цинковая обманка ZnS, медный блеск Cu2S. Для получения серы основным источником служит железный колчедан (пирит) FeS2. Газовую серу получают из газов, образованных при коксовании и газификации угля.

Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:

1) циклическая форма;

2) моноклинная форма;

3) кристаллическая ромбическая форма.

При температуре 20–25 °C (комнатная) наиболее устойчива желтая ромбическая сера (a-сера, r = 2,1 г/см3). При температурном интервале от 95,4 °C до 119,3 °C (температура плавления) наиболее стабильной является моноклинная сера (b-сера). При комнатной температуре кристаллы моноклинной серы постепенно переходят в монолит микроскопических кристаллов ромбической серы. При резком охлаждении сильно нагретой серы происходит образование пластической серы.

Реже встречается пурпурная сера, образующаяся при быстрой конденсации паров серы на поверхности, охлаждаемой жидким азотом.

Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Имеет на внешнем электронном слое атома шесть электронов.

Проявляет степень окисления от -2 до +6.

Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителях. Является диэлектриком.

Сера – неметалл с типичными для него свойствами. Взаимодействует со многими металлами непосредственно (медью, железом, цинком), выделяя при этом теплоту. Среди металлов лишь золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует также с большинством неметаллов, за исключением азота и йода.

Химические свойства:

1) при нагревании сера реагирует с водородом, образуя сероводород: S + Н2 = h3S;

2) взаимодействуя с металлами, сера образует сульфиды: S + Fe = FeS; 2Al + 3S = Al2S3;

3) при сжигании серы в струе кислорода образуется сернистый газ или сернистый ангидрид SO2: S + O2 = SO2;

4) чистая сера способна проявлять восстановительные свойства: S + 2HNO3 = h3SO4 + 2NO.

Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).

Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты.

26. Сероводород и сульфиды

Сероводород (h3S) – бесцветный газ с резким запахом гниющего белка. В природе встречается вводах минеральных ключей вулканических газах, гниении отбросов, а также при разложении белков погибших растений и животных.

Получение:

1) прямой синтез из элементов, при температуре 600 °C;

2) воздействием на сульфиды натрия и железа соляной кислотой.

Физические свойства: сероводород тяжелее воздуха, очень ядовит. Сжижение его происходит при -60,8 °C, затвердение – при -85,7 °C. Легко воспламеняется на воздухе. Растворим в воде – при температуре 20 °C в 1 литре воды можно растворить 2,5 литра сероводорода, при этом образуется сероводородная кислота.

Химические свойства: сероводород – сильный восстановитель, в зависимости от условий (температура, pH раствора, концентрация окислителя) при взаимодействии с окислителями он окисляется до диоксида серы или серной кислоты:

1) горит голубоватым пламенем на воздухе:

2) при высокой температуре разлагается:

3) вступает в реакцию с галогенами:

4) взаимодействует с окислителями:

5) серебро при взаимодействии с сероводородом темнеет:

Применение: сероводород используют как химический реактив, а также как сырье для получения серы и серной кислоты.

Сероводородная кислота – слабая кислота. Водный раствор сероводорода.

Сульфиды – средние соли сероводородной кислоты.

Получение сульфидов:

1) взаимодействие металлов с серой при высокой температуре: Fe + S = FeS;

2) взаимодействие сводными растворами солей металлов: CuSO4 + h3S = CuS? + h3SO4;

3) сульфиды подвергаются гидролизу:

Взбалтывая раствор сульфида с серой можно обнаружить после выпаривания остаток, содержащий полисульфиды (многосернистые металлы).

Полисульфиды – соединения с большим содержанием серы, например Na2S2, Na2S5.

Для сульфидов характерны соединения переменного состава (FeS1,01—FeS1,14).

Природные сульфиды – основа руд цветных и редких металлов, поэтому их используют в металлургии. Некоторые сульфиды используют в производстве серной кислоты(FeS2 – железный колчедан). В химической и легкой промышленности применяют сульфиды щелочных и щелочноземельных металлов (в качестве основы люминофоров). В электронной технике используются как полупроводники.

studfile.net