Химические свойства неметаллических элементов

    Дисциплина: Химия и физика
    Тип работы: Реферат
    Тема: Химические свойства неметаллических элементов

    Водень.

    Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S

    1. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з лужними металами (+1) та із

    галогенами (-1). Тому в періодичній системі для нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів. Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1).

    Таким чином, особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в періодичній системі.

    Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н

    2О. Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0.

    Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:

    СН

    4 + Н

    2О = СО + 3Н

    СО + Н

    2О = СО

    2 + Н

    Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

    С + Н

    2О = СО + Н

    СО + Н

    2О = СО

    2 + Н

    Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад:

    Zn+2HCl=ZnCl

    2Al+6NaOH+6H

    2O=2Na

    3[Al(OH)

    6]+3H

    Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні властивості виявляє в реакціях з неметалами,

    а також по відношенню до оксидів і галогенів:

    2=2H

    2+Cl

    2=2HCl

    CuO+H

    2=Cu+H

    3+3H

    2=W+3H

    У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:

    2Na+H

    2=2NaH

    З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх

    окислювальні властивості, а в –1 – відновні.

    NaH+HOH=NaOH+H

    Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н

    2 використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах.

    Кисень.

    Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот (силікатів), піску (SiO

    2), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом

    кисневмісних сполук. Наприклад:

    2KClO

    3=2KCl+3O

    2KMnO

    2MnO

    4+MnO

    Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:

    4Fe+3O

    2=2Fe

    2=CO

    4+2O

    2=CO

    2+2H

    2ZnS+3O

    2=2ZnO+2SO

    Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:

    2Na+O

    2=Na

    2 (пероксид натрію)

    2=KO

    2 (надпероксид калію)

    Li+O

    2=Li

    2O (оксид літію)

    Озон О

    3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

    2=2O

    Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

    2+hv=O

    2+O=O

    3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О

    3 з різними відновниками. Наприклад:O

    2KI+O

    Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

    Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na

    2O, CaO), кислотні (СО

    2, P

    5), амфотерні (ZnO, Al

    3), несолетвірні (N

    2O, NO).

    Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N

    2, ВаО

    2), надпероксиди (КО

    2), озоніди (КО

    Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті

    6О, Ті

    3О).

    Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

    Вода. Це стійка речовина ( Н

    утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000

    оС помітним стає розкладання на прості речовини:

    2O=2H

    Понад 5000

    оС розкладання відбувається практично повністю.

    Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук.

    Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами:

    CaO+H

    2O=Ca(OH)

    5+3H

    2O=2H

    з солями: CuSO

    4+5H

    2O=CuSO

    4*5H

    Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню

    (-2):

    2F+2H

    2O=4HF+O

    При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості:

    2HOH+2Na=2NaOH+H

    Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н

    2 у лужному середовищі:

    2+2HOH=2NaOH+H

    2=2H

    Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО

    2, реакцією обміну якого з Н

    2SО

    4 можна добути Н

    2+BaSO

    Галогени.

    Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.

    Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5,

    +7 (у хлору також +4 і +6).

    У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF

    2, фторапатит CaF

    * 3Ca

    3 (PO

    2, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl

    *NaCl та інші. Іони хлору містяться в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.

    Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом.

    Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками,

    наприклад MnO

    2, KmnO

    2+4HCl=MnCl

    2+Cl

    2+2H

    2KmnO

    4+16HCl=2MnCl

    2+5Cl

    2+2KCl+8H

    Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:

    2NaBr+MnO

    2+2H

    4=Br

    2+MnSO

    4+Na

    4+2H

    10KI+2KMnO

    4+8H

    4=5I

    2+MnSO

    4+6K

    4+8H

    Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором:

    2Br+Cl

    2=Br

    2+2Cl

    2I+Cl

    2+2Cl

    У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні

    властивості. Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні гази:

    Xe+F

    2=XeF

    2O+2F

    2=4HF+O

    2+2F

    2=SiF

    Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

    2Al+3Br

    2=2AlBr

    2P+3Cl

    2=2PCl

    3+3Br

    2+6HBr

    У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н

    2 + Г

    2 = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні

    температури.

    При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

    2O=HCl+HOCl

    а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

    2+2KOH=KCl+KOCl+H

    Бром і йод з водою і лугами ...

    Забрать файл

    Похожие материалы:


ПИШЕМ УНИКАЛЬНЫЕ РАБОТЫ
Заказывайте напрямую у исполнителя!


© 2006-2016 Все права защищены