Химические свойства простых веществ - неметаллов: водорода, кислорода, галогенов, серы, азота, фосфора, углерода, кремния - Химические свойства простых веществ

В разделе приводится необходимые сведения не только о свойствах простых веществ — неметаллов, но и о важнейших соединениях соответствующих элементов.

Водород

Водород — первый элемент в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, помещаемый обычно и в IA, и в VIIA группы. Электронная конфигурация атома водорода 1s¹, аналогичную конфигурацию имеют атомы щелочных металлов (элементы IA группы). В то же время, поскольку первый электронный уровень может максимально вместить только два электрона, атому водорода не хватает до завершения внешнего уровня одного электрона. Это роднит водород с элементами галогенами (VIIA группа), атомам которых также недостаёт одного электрона до завершения внешнего уровня. Итак, водород может проявлять две степени окисления в своих соединениях: +1 (как щелочные металлы) и -1 (как галогены).

При обычных условиях водород довольно мало активен, что объясняется высокой прочностью его молекулы Н₂, энергия связи в которой 430 кДж/моль. Однако при нагревании или в присутствии катализатора, ослабляющего связь в молекуле, химическая активность водорода усиливается.

Так, для водорода возможны реакции с простыми веществами:

— с металлами:

— с неметаллами:

Реагирует водород и со сложными веществами:

— с оксидами металлов:

— с оксидами неметаллов:

— с некоторыми солями:

— с органическими веществами:

Среди рассмотренных примеров только при взаимодействии с металлами водород проявляет окислительные свойства, восстанавливаясь до степени окисления —1. Более характерны для водорода восстановительные свойства, при этом водород окисляется до степени окисления +1.

Ещё более сильными восстановителями, чем сам водород, являются гидриды — соединения, содержащие водород в степени окисления -1. Так, они бурно взаимодействуют с водой с выделением газообразного водорода:

В промышленности гидриды используются в качестве мощных восстановителей для получения металлов и в других случаях, например:

Кислород

Кислород — химический элемент VIA группы. Электронная конфигурация его атома 1s²2s²2p⁴ или в графическом виде:

До завершения внешнего уровня атому кислорода не хватает двух электронов, поэтому типичная степень окисления кислорода -2. Возможны также степени окисления -1 (в пероксидах Н₂O₂или ВаO₂) и +2 (во фториде кислорода OF₂). Ковалентность атома кислорода в молекулярных соединениях равна двум, т.е. атом кислорода образует две связи за счёт двух неспаренных электронов. Используя донорно-акцепторный механизм, атом кислорода может дополнительно образовать ещё одну ковалентную связь, что и происходит в молекуле озона или в ионе гидроксония:

Элемент кислород образует два простых вещества — обычный кислород 0₂ и озон 0₃. Рассмотрим вначале химические свойства обычного кислорода.

Благодаря высокой электроотрицательности кислород — довольно сильный окислитель, реагирует с большинством простых и сложных веществ.

Из простых веществ не окисляются кислородом только благородные металлы, галогены и инертные газы, в остальных случаях образуются оксиды или пероксиды, например:

Кислород взаимодействует также со сложными веществами, как неорганическими, так и органическими, например:

Во всех приведённых примерах кислород выступает как окислитель.

Озон — другая аллотропная модификация кислорода — является более сильным окислителем, чем обычный кислород. Это связано с лёгкостью разрыва одной из связей в молекуле O₃ с образованием атомарного кислорода:

Озон, в отличие от кислорода, окисляет металлическое серебро до оксида*:

2Ag + O₃ = Ag₂O + O₂

Качественной реакцией на озон является выделение иода при пропускании газа через раствор иодида калия:

Галогены

Галогены — элементы VIIA группы. К галогенам относятся фтор, хлор, бром, иод и астат. Астат — радиоактивный элемент, полученный искусственно, в природе практически не содержится. Многие свойства астата изучены недостаточно, поэтому в дальнейшем о химических свойствах астата мы говорить не будем.

Атомы галогенов характеризуются аналогией в строении внешней электронной оболочки: все галогены имеют внешнюю электронную конфигурацию ns²np⁵. Сходство в строении внешней электронной оболочки объясняет и сходство свойств самих галогенов.

Так, все галогены — окислители. Атомы галогенов стремятся присоединить электрон до завершения внешнего энергетического уровня, поэтому все галогены образуют устойчивые производные в степени окисления -1. Галогены, кроме фтора, образуют производные и в положительных степенях окисления: +1, +3, +5 и +7. Фтор является самым электроотрицательным элементом.

Молекулы галогенов двухатомны. В ряду простых веществ фтор — хлор — бром — иод температуры кипения и плавления возрастают: так, фтор и хлор являются газами, бром — летучей жидкостью, иод — кристаллическим телом. Отличительным свойством иода является его способность к сублимации (возгонке). Поскольку молекулы галогенов неполярны, галогены лучше растворяются в неполярных органических растворителях (С₆Н₆, ССl₄), чем в воде.

Окислительная способность простых веществ в ряду F₂ — Сl₂ — Вr₂ — I₂ убывает. Так, хлор реагирует с железом с образованием трихлорида, а иод — с образованием дииодида железа:

Аналогично медь окисляется хлором или бромом до степени окисления +2, а иодом — только до +1:

Неметаллы фтором окисляются, как правило, до высших степеней окисления. Сравните:

Фтор настолько сильный окислитель, что он способен окислять даже инертные (благородные) газы:

Непосредственно с галогенами не реагируют только кислород, азот, гелий, неон и аргон.

Отдельно рассмотрим взаимодействие галогенов с водородом. Фтор, как самый сильный окислитель, реагирует с водородом со взрывом при любых условиях, даже при низких температурах и в темноте:

Н₂ + F₂ = 2HF + 548 кДж

Взаимодействие хлора с водородом требует сильного освещения для своего начала:

Эта реакция протекает по цепному радикальному механизму, который включает в себя три стадии:

— инициализация цепи под действием кванта световой энергии:

— развитие цепи за счёт последовательно протекающих реакций:

— обрыв цепи за счёт взаимодействия двух радикалов:

Взаимодействие брома с водородом происходит только при нагревании:

Взаимодействие иода с водородом относится к эндотермическим реакциям и, кроме нагревания, требует присутствия платины как катализатора:

Эти факты также свидетельствуют о снижении химической активности и окислительной способности в ряду галогенов. Иод, как самый слабый окислитель среди галогенов, сам может быть окислен действием более сильных окислителей, например:

Кроме простых веществ, галогены активно взаимодействуют со сложными веществами.

При взаимодействии с водой фтор окисляет её до свободного кислорода:

2Н₂O + 2F₂ = 4HF + O₂

Взаимодействие с водой других галогенов протекает иначе. Так, при растворении хлора в воде (“хлорная вода”) происходит диспропорционирование хлора с понижением и повышением степени окисления:

При этом в растворе, наряду с растворёнными молекулами хлора, образуются две кислоты — хлороводородная и хлорноватистая. В соответствии с принципом Ле Шателье, для смещения равновесия вправо, в сторону диспропорционирования, необходимо образующиеся кислоты удалять из сферы реакции. Очевидно, это возможно при добавлении в раствор щёлочи. Поэтому взаимодействие галогенов с щелочами носит практически необратимый характер:

На холоду хлор окисляется до степени окисления +1 с образованием гипохлорита калия, а при нагревании — до степени окисления +5 с образованием хлората калия.

Хлор образует следующие кислородсодержащие кислоты:

НСl⁺¹O — хлорноватистая (соли — гипохлориты),

НСl⁺³O₂ — хлористая (соли — хлориты),

НСl⁺⁵O₃ — хлорноватая (соли — хлораты),

НСl⁺⁷O₄ — хлорная (соли — перхлораты).

Все кислородсодержащие кислоты галогенов и их соли — сильные окислители. В ряду НСlO, НС1O₂, НСlO₃, НСlO₄ сила кислот возрастает, а окислительная активность в водном растворе уменьшается.

Характерным свойством солей кислородсодержащих кислот галогенов является лёгкость их разложения при нагревании. Так, хлорат калия (бертолетова соль) может разлагаться как с выделением кислорода, так и по иному пути:

Поскольку реакционная способность галогенов по ряду от F₂ ДО I₂ падает, то более активные галогены могут вытеснять менее активные из галогенидов:

Br₂ + 2NaI = 2NaBr + I₂

Галогены могут окислять не только неорганические, но и органические вещества, например:

(обесцвечивание бромной воды является качественной реакцией на непредельные соединения).

Важнейшими соединениями галогенов являются галогеноводороды HF, НСl, НВr и HI. Эти соединения хорошо растворимы в воде, водные растворы проявляют кислотные свойства. В указанном ряду кислотные свойства возрастают, фтороводородная (плавиковая) кислота HF относится к слабым кислотам, в то время как иодоводородная HI — одна из сильнейших кислот. В промышленности галогеноводороды получают по реакциям:

В лаборатории НСl получают действием концентрированной серной кислоты на твёрдый хлорид натрия:

Важным свойством плавиковой кислоты является её растворяющее действие на стекло, что связано реакцией с диоксидом кремния, входящим в состав стекла:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂O

Поскольку в ряду F₂ — Сl₂ — Вr₂ — I₂ окислительная активность галогенов убывает, то, соответственно возрастает восстановительная активность в ряду соответствующих галогенид-ионов: F^- — Сl^- — Вr^- — I^-. Так, фторид-ион нельзя окислить в водном растворе до свободного фтора ни одним окислителем, хлорид-ион окисляется только самыми сильными окислителями (НМnO₄, Н₂Сr₂0₇, НСlO₃ и др.), в то время как иодид-ион окисляется даже слабыми окислителями, например кислородом воздуха или концентрированной серной кислотой:

Последняя реакция поясняет, почему в лаборатории нельзя получить HI действием серной кислоты на KI (по аналогии с НСl).

Качественной реакцией на галогенид-ионы (кроме F^-) является взаимодействие их с нитратом серебра, при этом выпадают характерного вида творожистые осадки галогенидов серебра, окрашенные в соответствующие цвета:

Сера

Сера — химический элемент VIA группы. Электронная конфигурация его атома 1s²2s²2p⁴3s²3p⁴ или в графическом виде:

До завершения внешнего уровня (а на внешнем уровне не может быть больше восьми электронов) не хватает двух электронов, поэтому низшая степень окисления серы -2. Высшая положительная степень окисления, получаемая при отдаче всех шести внешних электронов, равна +6 (совпадает с номером группы). Возможна также промежуточная степень окисления +4.

Ковалентность атома серы в молекулярных соединениях равна двум, четырём или шести (т.е. атом серы образует две, четыре или шесть связей за счёт двух, четырёх или шести неспаренных электронов). Это возможно, т.к. для элементов 3-го периода доступны вакантные 3d-атомные орбитали:

Ковалентности серы II, IV и VI реализуются, например, в соединениях:

При обычных условиях сера малоактивна, но при нагревании её активность возрастает. Сера взаимодействует с неметаллами, металлами, сложными веществами, проявляя свойства и восстановителя (с более электроотрицательными элементами), и окислителя (с менее электроотрицательными элементами), например: сера как восстановитель:

сера как окислитель:

сера и окислитель, и восстановитель:

Азот

Азот — химический элемент VA группы. Электронная конфигурация его атома 1s²2s²2p³, или в графическом виде:

До завершения внешнего уровня не хватает трёх электронов, поэтому низшая степень окисления азота - 3 (например, в аммиаке NH₃). Высшая степень окисления, получаемая за счёт отдачи пяти валентных электронов, равна +5 (например, в азотной кислоте HN0₃). Возможны также промежуточные степени окисления, например: -2 (в гидразине N₂H₄), +1 (в оксиде N₂O), +2 (в оксиде NO), +3 (в азотистой кислоте HNO₂), +4 (в оксиде NO₂).

Атом азота за счёт неспаренных электронов может образовывать одну ковалентную связь, две или три связи. Используя донорно-акцепторный механизм, атом азота может дополнительно образовать ещё одну ковалентную связь, что и происходит в ионе аммония или молекуле азотной кислоты. Таким образом, максимальная ковалентность азота равна четырём. Даже в азотной кислоте и своём высшем оксиде атом азота образует только четыре ковалентные связи, являясь четырёхвалентным, что видно из следующих формул:

Как простое вещество азот состоит из двухатомных молекул N₂. При обычных условиях азот обладает весьма низкой реакционной способностью. Это связано с высокой прочностью тройной связи в его молекуле: для разрыва тройной связи необходима энергия 945 кДж/моль. И даже при нагревании активность азота возрастает незначительно. Так, при нагревании азот взаимодействует с водородом, кислородом, активными металлами:

Если в первых двух реакциях азот — окислитель и восстанавливается до степени окисления -3, то в последней реакции азот проявляет восстановительные свойства.

Если оксид азота(II) N0 может быть получен прямым взаимодействием азота и кислорода, то остальные оксиды азота получаются косвенным путём, например:

Оксиды азота N₂O₃, NO₂ и N₂O₅являются кислотными, взаимодействуют с водой с образованием кислот, а с щелочами — с образованием солей:

Оксиды NO и N₂O ОТНОСЯТ К несолеобразующим.

Важнейшие соединения азота — аммиак NH₃, азотистая кислота HNO₂, азотная кислота HNO₃ и их соли.

Фосфор

Как и азот, фосфор — элемент VA группы. Исходя из электронной конфигурации валентных электронов атома фосфора 1s²2s²2p⁶3s²3p³, можно предположить, что низшая степень окисления фосфора -3, а высшая +5. Таким образом, набор проявляемых степеней общий и для азота, и для фосфора. Главное отличие атома фосфора от атом азота — наличие для элемента третьего периода вакантных 3d-орбиталей, за счёт которых атом фосфора может проявлять максимальную валентность V (в отличие от максимальной валентности азота IV).

Элемент фосфор образует несколько простых веществ: белый фосфор, красный фосфор, чёрный фосфор. Известны и другие аллотропные модификации фосфора. Белый фосфор имеет молекулярное строение, его молекула состоит из четырёх атомов Р₄. Остальные модификации имеют атомные (координационные) решётки.

Наибольшей химической активностью обладает белый фосфор, он самовоспламеняется уже при 40 °С, поэтому хранят его под водой.

Фосфор в химических реакциях может быть как восстановителем:

так и окислителем:

2Р + 3Са = Са₃Р₂ (фосфид кальция)

Когда необходимо показать, что в реакцию вступает именно белый фосфор, то уравнение реакции записывают с участием молекул Р₄. Так, при взаимодействии белого фосфора с горячим раствором щёлочи выделяется газ фосфин:

Наряду с фосфином в этой реакции образуется соль фосфорноватистой кислоты Н₃РO₂. Другим способом получения фосфина является гидролиз фосфидов в воде или в растворе кислоты:

Напрямую фосфор с водородом практически не взаимодействует. Следует отметить, что, в отличие от аммиака, фосфин обладает лишь весьма малыми основными свойствами.

Фосфор легко окисляется сильными неорганическими окислителями, такими как HNO₃ или КМnO₄:

Фосфор образует два оксида: Р₂O₃ и Р₂O₅. Оба оксида являются кислотными, взаимодействуя с водой, образуют соответствующие кислоты:

P₂O₃ + 3Н₂O = 2Н₃РO₃ фосфористая кислота

Р₂O₅ + Н₂O = 2НРO₃ метафосфорная кислота**

Р₂O₅ + 3Н₂O = 2Н₃РO₄ ортофосфорная кислота

Ортофосфорная кислота при нагревании до 200°С превращается в дифосфорную (пирофосфорную) кислоту Н₄Р₂⁺⁵О₇ И метафосфорная кислота, и дифосфорная кислота в растворе переходят в более устойчивую ортофосфорную кислоту.

Важнейшей кислотой фосфора является ортофосфорная. В промышленности её получают тремя различными методами:

Углерод и кремний

Углерод и кремний — элементы IVA группы. Электронные конфигурации их атомов приведены ниже:

Из четырёх валентных электронов два — неспаренные, за счёт которых атомы углерода и кремния могут образовать две ковалентные связи. Но такое двухвалентное состояние для углерода и кремния нехарактерно. При небольших энергетических затратах происходит распаривание внешних ns²-электронов и перевод одного из них на вакантную р-орбиталь:

Затраты энергии, необходимые для возбуждения атома, с избытком компенсируются энергией, выделяющейся при образовании четырёх ковалентных связей. Валентность IV — наиболее характерна для углерода и кремния.

В своих соединениях углерод и кремний могут проявлять степени окисления от минимальной -4 до максимальной, равной номеру группы, +4. Вот примеры соединений углерода в различных степенях окисления:

-4 метан СН₄, карбид алюминия Аl₄С₃,

-2 хлорметан СН₃Сl,

-1 карбид кальция СаС₂,

0 дихлорметан СН₂Сl₂, формальдегид НСНО,

+2 угарный газ СО, муравьиная кислота НСООН,

+3 щавелевая кислота Н₂С₂O₄,

+4 углекислый газ СO₂, карбонат кальция СаСO₃.

Из перечисленных выше соединений только в одном (СО) углерод образует три ковалентных связи, во всех других, несмотря на различную степень окисления, атом углерода четырёхвалентен, т.е. образует четыре ковалентные связи.

При обычных условиях и углерод, и кремний обладают малой реакционной способностью. Однако нагревание резко усиливает их химическую активность, углерод и кремний при нагревании реагируют со многими простыми и сложными веществами.

При нагревании с кислородом оба неметалла образуют оксиды, проявляя восстановительные свойства:

С + O₂ = СO₂

Si + O₂ = SiO₂

Окислительные свойства для углерода и кремния нехарактерны, эти элементы являются окислителями в реакциях с активными металлами:

Восстановительные свойства углерода и кремния при высокой температуре настолько велики, что углерод и кремний используют в промышленных методах получения металлов:

Углерод и кремний могут взаимодействовать друг с другом, образуя карбид кремния:

Карбид кремния под названием карборунд используется как эффективный абразивный материал.

Углерод и кремний образуют оксиды состава ЭО и ЭO₂. Оксиды в степени окисления +2 относятся к несолеобразующим, в степени окисления +4 — к кислотным.

Оксид углерода(II) получают несколькими методами, например:

Оксид углерода(II) чрезвычайно токсичен, что отражено в его бытовом названии “угарный газ”. Высокая восстановительная способность СО позволяет использовать его в металлургии при получении металлов из руд.

Оксидам углерода(IV) и кремния(IV) соответствуют кислоты: Н₂СO₃ — угольная, H₂SiO₃ — метакремниевая, H₄SiO₄ — ортокремниевая. Поскольку диоксид кремния не взаимодействует с водой, кремниевые кислоты получают косвенно. Угольная кислота неустойчива и в момент получения разлагается на диоксид углерода и воду.

Интересной особенностью диоксида кремния является взаимодействие его с плавиковой кислотой:

SiO₂ + 4HF = SiF₄ + 2Н₂O

Эта реакция лежит в основе “травления” стекла.

Задания

Часть 1

К каждому из заданий части 1 даны 4 варианта ответа, из которых только один правильный.

1. Фосфор превращается в ортофосфорную кислоту при кипячении его с

1) азотной кислото.

2) соляной кислотой

3) водой .

4) содой

2. Сера окисляется до серной кислоты при кипячении её с

1) НСl .

2) Н₂O .

3) NH₃ ∙ Н₂O

4) HNO₃

3. Возможно химическое взаимодействие между следующими веществами:

1) Ne и Аl.

2) Н₂ и Сu.

3) Р и Zn

4) Н₂ и Ag

4. С образованием соединения, содержащего ионы Н^-, водород реагирует с

1) хлором.

2) серой

3) натрием.

4) кислородом

5. Фосфор практически не реагирует с

1) водородо.

2) кислородо.

3) фтором

4) хлором

6. Кислород непосредственно не взаимодействует с

1) хлором .

2) фосфором

3) серой .

4) железом

7. Какой из химических элементов образует соединения состава КН₂ЭO₄ и К₃ЭO₄?

1) хлор .

2) сера

3) азот .

4) фосфор

8. Элементы какой группы образуют оксиды с общей формулой К₂O₅?

1) IVA

2) V.

3) IIIА

4) VIA

9. В ряду элементов:

углерод → азот → кислород → фтор

увеличивается

1) атомный радиус

2) число неспаренных электронов в атоме

3) число s-электронов в атоме

4) электроотрицательность

10. У атомов химических элементов, расположенных в ряду:

Si — Р — S — Сl,

увеличивается

1) радиус

2) окислительные свойства

3) восстановительные свойства

4) число неспаренных электронов

11. В соединениях фосфора с активными металлами его степень окисления равна

1) -.

2) .

3) +.

4) +5

12. Какое из водородных соединений проявляет наиболее сильные кислотные свойства?

1) РН₃

2) СН₄

3) H₂S

4) NH₃

13. Какой из химических элементов образует водородное соединение с ярко выраженными основными свойствами?

1) углерод.

2) азот

3) хлор .

4) сера

14. Верны ли следующие суждения о свойствах хлора?

А. Хлор реагирует со щелочными металлами.

Б. Хлор не реагирует с алканами.

1) верно только А

2) верно только Б

3) верны оба суждения

4) оба суждения неверны

При выполнении заданий выберите правильные ответы.

15. Водород может взаимодействовать с:

1) раствором гидроксида натрия

2) этиленом

3) фосфорной кислотой

4) этаном

5) оксидом меди(II)

Ответ: ____ .

16. Углерод может взаимодействовать с:

1) магнием

2) соляной кислотой

3) концентрированной серной кислотой

4) метаном

5) аргоном

Ответ: ____ .

---

* Наряду с Ag₂O образуется AgO.

** “Метафосфорная кислота” — собирательное название различных кислот с общей формулой Н_nР_nO_3n.