Получение неметаллов реакции. Общая характеристика неметаллов

Если большинство элементов-металлов не окрашены, исключение составляют только медь и золото, то практически все неметаллы имеют свой цвет: фтор – оранжево-желтый, хлор – зеленовато-желтый, бром – кирпично-красный, йод – фиолетовый, сера – желтая, фосфор может быть белым, красным и черным, а жидкий кислород – голубой.

Все неметаллы не проводят тепло и электрический ток, поскольку у них нет свободных носителей заряда – электронов, все они использованы для образования химических связей. Кристаллы неметаллов непластичные и хрупкие, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей. Большинство из неметаллов не имеют металлического блеска.

Физические свойства неметаллов разнообразны и обусловлены разным типом кристаллических решеток.

1.4.1 Аллотропия

АЛЛОТРОПИЯ – существование химических элементов в двух или более молекулярных либо кристаллических формах. Например, аллотропами являются обычный кислород O 2 и озон O 3 ; в этом случае аллотропия обусловлена образованием молекул с разным числом атомов. Чаще всего аллотропия связана с образованием кристаллов различных модификаций. Углерод существует в двух четко различающихся кристаллических аллотропных формах: в виде алмаза и графита. Раньше полагали, что т.н. аморфные формы углерода, древесный уголь и сажа, – тоже его аллотропные модификации, но оказалось, что они имеют такое же кристаллическое строение, что и графит. Сера встречается в двух кристаллических модификациях: ромбической (a-S) и моноклинной (b-S); известны по крайней мере три ее некристаллические формы: l-S, m-S и фиолетовая. Для фосфора хорошо изучены белая и красная модификации, описан также черный фосфор; при температуре ниже –77°С существует еще одна разновидность белого фосфора. Обнаружены аллотропные модификации As, Sn, Sb, Se, а при высоких температурах – железа и многих других элементов.

1.5. Химические свойства неметаллов

Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.

Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.

Взаимодействие с простыми веществами

Взаимодействие с металлами:

2Na + Cl 2 = 2NaCl,

6Li + N 2 = 2Li 3 N,

2Ca + O 2 = 2CaO

в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.

Взаимодействие с другими неметаллами:

Взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 ,

H 2 + Br 2 = 2HBr;

Взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:

S + O 2 = SO 2 ,

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

При взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:

2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;

Неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:

S + 3F 2 = SF 6 ,

Аллотропия

Из \(118\) известных на данный момент химических элементов \(22\) элемента образуют простые вещества, обладающие неметаллическими свойствами. Неметаллических простых веществ намного больше, чем самих неметаллических химических элементов. Причиной тому служит существование явления, называемого аллотропией.

Аллотропия - это способность атомов данного химического элемента образовывать несколько простых веществ, называемых аллотропными видоизменениями или аллотропными модификациями .

Например , химический элемент кислород \(O\) образует простое вещество кислород O 2 , молекула которого состоит из двух атомов, и простое вещество озон O 3 , молекула которого состоит из трёх атомов данного элемента.

Химический элемент фосфор \(P\) образует множество аллотропных видоизменений, важнейшими из которых являются красный фосфор и белый фосфор.

Химический элемент углерод \(C\) образует встречающиеся в природе модификации - алмаз и графит.

Аллотропные видоизменения, образуемые одним и тем же химическим элементом, существенно отличаются между собой как по строению, так и по свойствам.

Аллотропия присуща не всем неметаллических химическим элементам.

Например , водород, азот, элементы VIIA и VIIIA групп не имеют аллотропных модификаций, т.е. каждый из упомянутых элементов образует только одно простое вещество.

Кристаллическая решетка неметаллов

Причина большого разнообразия физических свойств неметаллов кроется в различном строении кристаллических решёток этих веществ.

Часть неметаллов имеет атомную кристаллическую решетку . Кристаллы таких веществ состоят из атомов, соединённых между собой прочными ковалентными связями. Такие неметаллы находятся в твёрдом агрегатном состоянии и являются нелетучими. Примерами таких веществ служат алмаз, графит, красный фосфор и кремний.

Модели кристаллических решёток алмаза (слева) и графита. Кристаллы этих аллотропных видоизменений состоят из атомов углерода, соединённых между собой ковалентными связями. Кристаллы графита, в отличие от кристаллов алмаза, сложены из отдельных слоёв, которые располагаются друг по отношению к другу подобно тому, как листы бумаги в книге.

Другая часть неметаллов имеет молекулярную кристаллическую решетку . В этом случае в каждой молекуле атомы соединены достаточно прочно ковалентной связью, а вот отдельные молекулы друг с другом в кристаллах вещества связаны очень слабо. Поэтому вещества молекулярного строения при обычных условиях могут быть газами, жидкостями или легкоплавкими твердыми веществами.

Кислород O 2 , озон O 3 , азот N 2 , водород H 2 , фтор F 2 , хлор Cl 2 , бром Br 2 , иод I 2 , белый фосфор P 4 , кристаллическая сера S 8 и инертные газы - это всё вещества, кристаллы которых состоят из отдельных молекул (а в случае инертных газов - из отдельных атомов как бы выполняющих роль молекул).

Модель молекулы серы (слева) и кристалл серы. Кристалл серы состоит из отдельных молекул \(S_8\).

Физические свойства неметаллов

Свойства неметаллических простых веществ отличаются большим разнообразием. Собственно говоря, их объединяет только то, что они, как правило, не обладают теми физическими свойствами, которые типичны для металлов, т.е. не обладают характерным металлическим блеском, ковкостью, пластичностью, высокой тепло- и электропроводностью.

Агрегатное состояние

Неметаллы при обычных условиях могут быть газообразными, жидкими и твёрдыми веществами.

Газообразными неметаллами я вляются гелий \(He\), неон \(Ne\), аргон \(Ar\), криптон \(Kr\), ксенон \(Xe\) и радон \(Rn\). Их называют инертными или благородными газами . Каждая «молекула» инертного газа состоит только из одного атома.

Такие химические элементы, как водород \(H\), кислород \(O\), азот \(N\), хлор \(Cl\), фтор \(F\) образуют газообразные вещества, состоящие из двухатомных молекул, соответственно - H 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , F 2 .

Из неметаллических простых веществ при обычных условиях жидкостью является только бром, молекулы которого двухатомны Br 2 .

Остальные неметаллические химические элементы при обычных условиях находятся в твёрдом агрегатном состоянии. Например, химический элемент углерод образует такие твёрдые вещества, как алмаз и графит. Твёрдыми являются кристаллическая сера S 8 , фосфор красный и фосфор белый P 4 , кристаллический иод I 2 .

Цвет и блеск

Только некоторые неметаллы в отличии от металлов имеют блеск. Например, кристаллический иод, кремний и графит не похожи на остальные неметаллы - они имеют блеск, несколько напоминающий блеск металлов.

Если для подавляющего большинства металлов характерен серебристо-серый или серебристо-белый цвет, то окраска неметаллов очень разнообразна. Белый цвет имеет белый фосфор, красный - красный фосфор, жёлтый - сера и фтор, красно-бурый - жидкий бром, жёлто-зелёный - хлор, фиолетовый цвет имеют пары иода, синий - жидкий кислород, серый - графит и кремний. Бесцветным является алмаз, окраски не имеют также инертные газы, азот, кислород и водород.

Простые вещества - неметаллы.

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода Н2, галогенов F2,Br2,I2), двойные (например, в молекулах серы S2), тройные (например, в молекулах азота N2) ковалентные связи.

Как вам уже известно, простые вещества - неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (H2,N2,O2,F2,Cl2,O3) или твердые вещества (I2,P4,S8), и лишь один-единственный бром (Br2) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. Атомное строение. Эти вещества образованы длинными цепями атомов (Cn,Bn,Sin,Sen,Ten). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ - аллотропных модификаций. Как вы помните, это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул (О2,О3), и с разным строением кристаллов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен.

Элементы-неметаллы, обладающие свойством аллотропии, обозначены в схеме звездочкой. Так что простых веществ - неметаллов гораздо больше, чем химических элементов - металлов. Вы знаете, что для большинства металлов, за редким исключением (золото, медь и некоторые другие), характерна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ - неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: P,Seаморф. - желтые; Bаморф. - коричневый; О2(ж) - голубой; Si,Asмет. - серые; Р4 - бледно-желтый; I1(г) - фиолетово-черный с металлическим блеском; Br2(ж) - бурая жидкость; Cl2(г) - желто-зеленый; F2(г) - бледно-зеленый; S8(т) - желтая.

Несмотря на большие различия в физических свойствах неметаллов, все-таки нужно отметить и некоторые их общие черты. Все газообразные вещества, жидкий бром, а также типичные ковалентные кристаллы - диэлектрики, т.к. все внешние электроны их атомов использованы для образования химических связей. Кристаллы непластичны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Общие химические свойства неметаллов.

Как мы уже отмечали, для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства простых веществ - неметаллов.

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются, в первую очередь, при их взаимодействии с металлами (как вы знаете, металлы - всегда восстановители):

Окислительные свойства хлора Cl2 выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл Fe, который имеет в соединениях устойчивые степени окисления +2 и +3, окисляется им до более высокой степени окисления.

2. Большинство неметаллов проявляют окислительные свойства при взаимодействии с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения:

3. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности:

Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окислительные свойства:

Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя.

Фтор F2 - самый сильный окислитель из неметаллов, проявляет в реакциях только окислительные свойства.

4. Окислительные свойства неметаллы проявляют и в реакциях с некоторыми сложными веществами.

Отметим, в первую очередь, окислительные свойства неметалла кислорода в реакциях со сложными веществами:

а)C−4H4+2O20→C+4O2−2+2H2O−2

восстановитель C−4−8e−→C+4|1

окислитель O20+4e−→2O−2|2

б)2S+4O2+O20→t°,кат.2S+6O3−2

восстановитель S+4−2e−→S+6|1

окислитель O20+4e−→2O−2|2

Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами - неорганическими (а, б) и органическими (в, г):

а)2Fe+2Cl2−1+Cl20=2Fe+3Cl3−1

восстановитель Fe+2−1e−→Fe+3|2

окислитель Cl20+2e−→2Cl−|1

Сильный окислитель хлор Cl2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III);

б)2K+1I−1+Cl20=K+1Cl−1+I20

восстановитель 2I−1−2e−→I20|1

окислитель Cl20+2e−→2Cl−1|1

Хлор Cl2 как более сильный окислитель вытесняет иод I2 в свободном виде из раствора иодида калия;

в)C−4H4+Cl20→светCH3−2Cl−1+HCl−1

восстановитель C−4−2e−→C−2|1

окислитель Cl20+2e−→2Cl−1|1

Галогенирование метана - характерная реакция для алканов;

г)C−2H2=водныйр−рC−2H2+Br20→C−1H2Br−1−C−1H2Br−1

восстановитель C−2−1e−→C−1|2

окислитель Br20+2e−→2Br−1|1

Вы помните, конечно, качественную реакцию на непредельные соединения - обесцвечивание бромной воды.

Восстановительные свойства простых веществ - неметаллов. При рассмотрении реакций неметаллов друг с другом мы уже отмечали, что, в зависимости от значения их электроотрицательности, один из них проявляет свойства окислителя, а другой - свойства восстановителя.

1. По отношению ко фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства.

2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислородом:

В результате реакций образуются оксиды неметаллов: несолеобразующие и солеобразующие кислотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: Cl2+1O−2,Cl+4O2−2,Cl2+7O7−2,Br2+1O−2,Br+4O2−2,I2+5O5−2 и др., которые получают косвенным путем.

3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами - окислителями:

а)H20+Cu+2Oоксид→t°Cu0+H2+1C

восстановитель H20−2e−→2H+1|1

окислитель Cu+2+2e−→Cu0|1

б)6P0+5KCl+5O3соль→t5KCl−1+3P2+5O5

восстановитель P0−5e−→P+5|6

окислитель Cl+5+6e−→Cl−1|5

в)C0+4HNO+5O3кислота→t°C+4O2+4N+4O2+2H2O

восстановитель C0−4e−→C+4|1

окислитель N+5+1e−→N+4|4

г)

восстановитель H20−2e−→2H+|1

окислитель C0+2e−→C−2|1

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования):

а)Cl20+H2O⇄HCl−1+HCl+1O

восстановитель Cl0−1e−→Cl+1|1

окислитель Cl0+1e−→Cl−1|1

б)3Cl20+6KOH=5KCl−1+KCl+5O3+2H2O

восстановитель Cl0−5e−→Cl+5|1

окислитель Cl0+1e−→Cl−1|5

Итак, подведем итоги. Большинство неметаллов могут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстановительные свойства не присущи только фтору F2).

Водородные соединения неметаллов. Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений, в большинстве из которых неметалл имеет низшую степень окисления.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом, т.е. синтезом:

1.H2+Cl2=2HCl2.N2+3H2⇄2NH3} В промышленности так получают хлороводород и аммиак.

3.C+2H2=CH44.2H2+O2=2H2O5.H2+S⇄H2S} Синтезы метана, воды и сероводорода имеют в основном теоретическое значение.

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость).

Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание - NH3·H2O.

При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: H2S,H2Se,H2Te,HF,HCl,HBr,HI.

Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго (NH3,H2O,HF) или третьего (PH3,H2S,HCl), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э-Н (где Э - неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов HF,HCl,HBr,HI прочность связи Э-Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах HCl,HBr,HI диссоциируют практически полностью - это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от HF к HI. При этом HF относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором - межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей …Н-F…H-F…. Атомы водорода связаны с атомами фтора F не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

Химические свойства водорода.

В свободном состоянии водород существует в виде молекул H2, атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной связью.

Водород (Н) - самый легкий газ из всех газообразных веществ. Имеет самую высокую теплопроводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При температуре –252,8°С и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной:

H2=2H–432 кДж$.

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами:

образуя гидрид кальция, и с F2, образуя фтороводород:

3. При высоких температурах получают аммиак:

и гидрид титана (металл в порошке):

4. При поджигании водород реагирует с кислородом:

2H2+O2=2H2O+484кДж.

5. Водород обладает восстановительной способностью:

Химические свойства галогенов: хлор, бром, йод.

У галогенов наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

Внешний энергетический уровень у атомов галогенов содержит семь электронов, что соответствует номеру группы Периодической системы - VII. Два электрона занимают s-орбиталь, пять - p-орбитали. Для элементов этой группы при увеличении числа заполненных электронами уровней размер атомов возрастает, а прочность связи с ядром снижается.

Молекулы галогенов двухатомные (Cl2,Br2,I2). Галогены - вещества молекулярного строения. Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы этих веществ. Хлор - газ желто-зеленого цвета, бром - красно-коричневая жидкость, йод - твердое вещество серо-фиолетового цвета. Водные растворы галогенов в воде называют хлорной, бромной и йодной водой.

1. Галогены - сильные окислители. Они окисляют простые и сложные вещества:

2. По окислительной активности каждый вышестоящий в Периодической таблице галоген является более сильным по отношению к нижестоящему. Поэтому каждый галоген вытесняет любой нижестоящий из его соединений:

3. Галогены активно реагируют с неметаллами:

На свету взрывается.

4. Галогены реагируют с водой, образуя атомарный кислород:

H2O+Cl2=2HCl+O;O+O=O2.

5. Галогены очень активны в присутствии воды. Так, сухой хлор хранят в железных баллонах, а во влажном хлоре железо быстро ржавеет (совместное действие с водой продуктов реакции - кислоты и атомарного кислорода).

Водный раствор хлороводорода HCl называют соляной , или хлороводородной, кислотой . Ей присущи все свойства кислот. Соляная кислота принимает участие в пищеварении живых организмов. В огромных масштабах соляная кислота используется во многих отраслях промышленности: химической, нефтедобывающей и нефтеперерабатывающей.

Химические свойства кислорода.

Кислород (O) - самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере (21% по объему), в земной коре (92%), в гидросфере (89%).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при 0°С и давлении 1 атм. 1,43 г/л, что в 1,11 раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При 20°С и атмосферном давлении в 100 объемах воды растворяется 3 объема O2. Температура кипения кислорода равна –183°С; при этой температуре и давлении 1 атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

Неметаллов:

C+O2=CO2;S+O2=SO2;4P+5O2=2P2O5;

Металлов:

3Fe+2O2=Fe3O4, или FeO·Fe2O3.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение - окисление:

б) горение сложных веществ:

2C2H2ацетилен+5O2→4CO2+2H2O

У кислорода есть аллотропная модификация - озон O3. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы (Au,Pt,Ag):

Ag+O3=AgO+O2(с кислородом серебро не реагирует)

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне 6e−, два из них - неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства , образуя соединения со степенями окисления +2,+4,+6. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления –2.

Сера (S) - твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера S8 - стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с t°пл=112,8°С. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с t°пл=119,3°С, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при 160°С серы в холодную воду - образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

Химические свойства азота.

Азот (N) - первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три - неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления –3 в соединениях с водородом (аммиак NH3) и с металлами (нитриды Li3N,Mg3N2).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления +1,+2,+4.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы N2, атомы связаны прочной ковалентной связью N≡N. Азот - бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится 78%. Азот - составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли (NH4NO3,KNO3) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот - жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Химические свойства фосфора.

Фосфор (P) - аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления –3 (только в фосфидах Ca3P2,Na3P), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления +5, а вот соединение фосфин (PH3) - тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор . Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул P4. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается - только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Химические свойства углерода.

Углерод (C) - первый элемент главной подгруппы IV группы Периодической системы. На его высшем энергетическом уровне 4 электрона, поэтому его атомы могут принимать четыре электрона, приобретая степень окисления –4, т.е. проявлять окислительные свойства , и отдавать свои электроны, проявляя восстановительные свойства , приобретая степень окисления +4.

О свойствах аллотропных модификаций алмаза и графита мы уже говорили ранее. Химические свойства углерода и его соединений обобщены в таблице.

Углерод - это особый химический элемент. Он - основа многообразия органических соединений, из которых построены все живые организмы на планете.

Химические свойства кремния.

Кремний (Si) - второй представитель главной подгруппы IV группы. По распространенности в природе кремний - второй после кислорода. Наиболее распространенными соединениями кремния являются диоксид кремния SiO2 - кремнезем и силикаты.

Кристаллический кремний имеет структуру алмаза, очень хрупок, относится к тугоплавким веществам. При обычных условиях инертен, что объясняется прочностью его кристаллической решетки. В таблице обобщены химические свойства кремния и его соединений.

Соединения кремния служат основой производства стекла и цемента. Состав оконного стекла: Na2O·CaO·6SiO2.

Все известные на сегодняшний день химические элементы имеют общий "дом" - периодическую систему. Однако располагаются они там не как придется, а в строгом порядке, определенной последовательности. Одним из главных критериев, по которым классифицируются все атомы, являются характеристики.

Неметаллов и представителей металлических элементов - это основа, на которой базируется не только их разделение в пределах таблицы, но и области применения человеком. Познакомимся ближе с неметаллами и их характеристикой.

Положение в периодической системе

Если рассмотреть систему химических элементов в целом, то можно определить место положения неметаллов так:

1. Верхний правый угол.
2. Выше условной граничной диагонали от бора до астата.
3. Главные подгруппы с IV-VIII группу.

Очевидно, что количество их явно уступает таковому у металлов. По численному соотношению это будет примерно 25/85. Однако данный факт нисколько не уменьшает их значимости и важности. При этом физические свойства неметаллов гораздо более разнообразные, чем таковые у их "оппонентов".

Разновидности простых соединений неметаллов

Определяют несколько основных категорий, к которым относятся все известные рассматриваемые элементы. Физические свойства - неметаллов - позволяют разделить их на:

• твердые;
• газообразные;
• жидкие.

При этом есть и особая группа элементов - благородные газы. По своим характеристикам они не относятся ни к одной из обозначенных категорий.

Газообразные неметаллы

Таковых достаточно много. К ним относятся такие простые вещества, как:

• кислород;
• азот;
• галогены хлор и фтор;
• водород;
• белый фосфор;
• озон.

Однако такое возможно при условии стандартных параметров окружающей среды. этих представителей - молекулярная, тип химической связи в молекулах - ковалентная неполярная. Физические свойства неметаллов этой группы схожи. Они обладают:

• сжимаемостью;
• способностью безграничного смешения между собой;
• расширяемостью;
• заполняют весь объем сосуда.

Среди приведенных веществ ядовитыми являются два - хлор и Очень опасные, удушающие соединения. При этом хлор - желто-зеленый газ, фосфор - белый, легко воспламеняющийся на воздухе.

Кислород и озон - хорошие окислители. Первый - постоянный компонент воздуха, необходимый для жизни большинства организмов. Второй образуется после грозы при действии электрических разрядов молнии на кислород воздуха. Имеет приятный запах свежести.

Жидкие неметаллы

Физические свойства неметаллов этой группы можно описать, дав характеристику всего лишь одному веществу - брому. Поскольку только он является жидкостью при обычных условиях среди всех представителей рассматриваемой группы элементов.

Это темно-бурая жидкость, достаточно тяжелая, которая является сильнейшим ядом. Даже пары брома способны вызывать сложные, не заживающие долгое время язвы на руках. Запах его очень неприятный, за что элемент и получил свое название (в переводе bromos - зловонный).

По своим химическим характеристикам бром является окислителем для металлов и восстановителем для более сильных неметаллов, чем он сам.

Несмотря на такие особенности, ионы брома обязательно должны присутствовать в организме человека. Без него возникают заболевания, связанные с гормональными нарушениями.

Твердые представители

К простым веществам этой категории относится большинство неметаллов. Это:

• все углерода;
• красный и черный фосфор;
• сера;
• кремний;
• мышьяк;
• одна из модификаций олова.

Все они имеют достаточно твердые, но хрупкие вещества. Черный фосфор - жирное на ощупь сухое соединение. Красный же - пастообразная масса.

Самым твердым из всех обозначенных веществ является алмаз - разновидность углерода. Физические и химические свойства неметаллов данной группы очень разные, так как в таблице располагаются некоторые из них далеко друг от друга. Значит, степени окисления, проявляемая химическая активность, характер соединений - все эти показатели будут варьироваться.

Интересным неметаллом в твердом состоянии является йод. Его кристаллы блестят на срезе, проявляя тем самым схожесть с металлами. Это не удивительно, ведь он располагается практически на границе с ними. Также есть у этого вещества особое свойство - сублимация. При нагревании йод переходит в газообразное состояние, минуя жидкое. Пары его имеют ярко-фиолетовую насыщенную окраску.

Физические свойства неметаллов: таблица

Чтобы проще обозначить, что собой представляют неметаллы, лучше выстроить обобщающую таблицу. Она покажет, в чем заключаются общие физические свойства неметаллов, а в чем проявляются их различия.

Очевидно, что в физических свойствах неметаллов больше преобладают различия, нежели сходства. Если для металлов можно выделить несколько характеристик, под которые будет подпадать каждый из них, то для рассмотренных нами элементов такое невозможно.