Химические свойства неметаллов
1. Химические свойства водорода
Водород – неметалл, имеет молекулярное строение. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью. Энергия связи в молекуле водорода составляет 436 кДж/моль, что объясняет низкую химическую активность молекулярного водорода. Термическая диссоциация водорода происходит при температуре выше 2000 °С.
В своих соединениях водород всегда одновалентен. Для него характерны две степени окисления: +1 и -1.
1. Взаимодействие с галогенами. При обычной температуре водород реагирует лишь со фтором:
H2 + F2 = 2HF
С хлором реагирует только на свету, образуя хлороводород, с бромом реакция протекает менее энергично, с йодом не идет до конца даже при высоких температурах.
2. Взаимодействие с кислородом. При нормальных условиях водород не реагирует с кислородом, при 400 °С реагирует с кислородом, а при 600 °С – с воздухом, при поджигании реакция протекает со взрывом:
2H2 + O2 = 2H2O
Водород горит в кислороде с выделением большого количества тепла. Температура водородно-кислородного пламени 2800 °С.
3. Взаимодействие с серой. При пропускании водорода через расплавленную серу образуется сероводород:
H2 + S = H2S
4. Взаимодействие с азотом. При нагревании водород обратимо реагирует с азотом, причем при высоком давлении и в присутствии катализатора:
3H2 + N2 = 2NH3
5. Взаимодействие с оксидом азота (II). Важное значение имеет взаимодействие водорода с оксидом азота (II), используемое в очистительных системах при производстве азотной кислоты:
2NO + 2H2 = N2 + 2H2O
6. Взаимодействие с оксидами металлов. Водород – хороший восстановитель, он восстанавливает многие металлы из их оксидов:
CuO + H2 = Cu + H2O
7. Сильным восстановителем является атомарный водород. Он образуется из молекулярного в электрическом разряде в условиях низкого давления. Высокой восстановительной активностью обладает водород в момент выделения , образующийся при восстановлении металла кислотой.
8. Взаимодействие с активными металлами. Водород является окислителем, присоединяет электрон и превращается в гидрид-ион, который заряжен отрицательно.
При высокой температуре водород соединяется с щелочными и щелочно-земельными металлам и образуя белые кристаллические вещества – гидриды металлов: 2Na + H2 = 2NaH
Ca + H2 = CaH2
2. Химические свойства углерода
1. Взаимодействие с фтором. Углерод обладает низкой реакционной способностью, из галогенов реагирует только с фтором: С + 2F2 = CF4
2. Взаимодействие с кислородом. При нагревании взаимодействует с кислородом:
2С + О2 = 2СО
С + О2 = СО2
3. Взаимодействие с другими неметаллами. Реагирует с серой: С + 2S = CS2
не взаимодействует с азотом и фосфором.
Реагирует с водородом в присутствии никелевого катализатора, образуя метан: C + 2H2 = CH4
4. Взаимодействие с металлами
Способен взаимодействовать с металлами, образуя карбиды: Ca + 2C = CaC2
5. Взаимодействие с водой. При пропускании водяных паров через раскаленный уголь образуется оксид углерода (II) и водород: C + H2O = CO + H2
6. Восстановительные свойства. Углерод способен восстанавливать многие металлы из их оксидов:
2ZnO + C = 2Zn + CO2
Концентрированные серная и азотная кислоты при нагревании окисляют углерод до оксида углерода (IV):
C + 2H2SO4 = CO2 + 2SO2 + 2H2O
C + 4HNO3 = CO2 + 4NO2 + 2H2O
3. Химические свойства кремния
1. Взаимодействие с галогенами
При обычных условиях кремний довольно инертен, что объясняется прочностью его кристаллической решетки, непосредственно взаимодействует только с фтором, при этом проявляет восстановительные свойства:
Si + 2F2 = SiF4
С хлором реагирует при нагревании до 400–600 °С: Si + 2Cl2 = SiCl4.
2. Взаимодействие с кислородом. Измельченный кремний при нагревании до 400–600 °С реагирует с кислородом: Si + O2 = SiO2
3. Взаимодействие с другими неметаллами. При очень высокой температуре около 2000 °С реагирует с углеродом:
Si + C = SiC
Si + 3B = B3Si
При 1000 °С реагирует с азотом: 3Si + 2N2 = Si3N4
С водородом не взаимодействует.
4. Взаимодействие с галогеноводородами
С фтороводородом реагирует при обычных условиях: Si + 4HF = SiF4 + 2H2
с хлороводородом – при 300 °С, с бромоводородом – при 500 °С.
5. Взаимодействие с металлами
Окислительные свойства для кремния менее характерны, но они проявляются в реакциях с металлами, при этом образует силициды: 2Ca + Si = Ca2Si.
6. Взаимодействие с кислотами
Кремний устойчив к действию кислот, в кислой среде он покрывается нерастворимой пленкой оксида и пассивируется. Кремний взаимодействует только со смесью плавиковой и азотной кислот:
3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2[SiF6] + 4NO + 8H2O
7. Взаимодействие со щелочами
Растворяется в щелочах, образуя силикат и водород:
Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + H2.
Получение кремния
В лаборатории. Восстановлением из оксида магнием или алюминием:
SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO
3SiO2 + 4Al = 3Si + 2Al2O3
В промышленности
Восстановлением из оксида коксом в электрических печах: SiO2 + 2C = Si + 2CO
При таком процессе кремний довольно сильно загрязнен карбидами кремния.
Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом при 1200 °С:
SiCl4 + 2H2 = Si + 4HCl
или цинком: SiCl4 + 2Zn = Si + 2ZnCl2
Также чистый кремний получается при термическом разложении силана: SiH4 = Si + 2H2
4. Химические свойства фосфора
Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и черному фосфору химическая активность резко снижается. Белый фосфор на воздухе светится в темноте, свечение обусловлено окислением паров фосфора до низших оксидов.
В жидком и растворенном состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул Р4. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют: Р4 = 2Р2. При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.
1. Взаимодействие с простыми веществами
Фосфор легко окисляется кислородом: 4P + 5O2 = 2P2O5
4P + 3O2 = 2P2O3
Взаимодействует со многими простыми веществами – галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:
- с металлами – окислитель, образует фосфиды: 2P + 3Ca = Ca3P2
- с неметаллами – восстановитель: 2P + 3S = P2S3
2P + 3Cl2 = 2PCl3
Не взаимодействует с водородом.
2. Взаимодействие с водой
Взаимодействует с водой, при этом диспропорционирует:
4Р + 6Н2О = РН3 + 3Н3РО2 (фосфорноватистая кислота).
3. Взаимодействие со щелочами
В растворах щелочей диспропорционирование происходит в большей степени:
4Р + 3KOH + 3Н2О = РН3 + 3KН2РО2
4. Восстановительные свойства
Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
2P + 5H2SO4 = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:
6P + 5KClO3 = 5KCl + 3P2O5
5. Химические свойства азота
Из-за наличия прочной тройной связи молекулярный азот малоактивен, а соединения азота термически малоустойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании с образованием свободного азота.
1. Взаимодействие с металлами
При обычных условиях молекулярный азот реагирует лишь с некоторыми сильными восстановителями, например, литием:
6Li + N2 = 2Li3N
Для образования нитрида магния из простых веществ требуется нагревание до 300 °С:
3Mg + N2 = Mg3N2
Нитриды активных металлов представляют собой ионные соединения, которые гидролизуются водой с образованием аммиака.
2. Взаимодействие с кислородом
Только под действием электрического разряда азот реагирует с кислородом: O2 + N2 = 2NO
3. Взаимодействие с водородом
Реакция с водородом протекает при температуре порядка 400 °С и давлении 200 атм в присутствии катализатора – металлического железа:
3H2 + N2 = 2NH3
4. Взаимодействие с другими неметаллами
При высоких температурах реагирует с другими неметаллами, например, с бором: 2B + N2 = 2BN
Азот непосредственно не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным путем. С водой, кислотами и щелочами азот не взаимодействует.
6. Химические свойства кислорода
Молекула кислорода состоит из двух атомов. Химическая связь ковалентная неполярная.
Кислород отличает высокая реакционная способность, он окисляет многие вещества уже при комнатной температуре. Если реакции инициировать нагреванием, освещением, катализатором, они протекают очень бурно и сопровождаются выделением большого количества тепла. Особенно сильным окислителем является жидкий кислород: пропитанная им вата при поджигании мгновенно сгорает. Некоторые летучие органические вещества самопроизвольно воспламеняются на расстоянии нескольких метров от открытого сосуда с жидким кислородом.
Кислород образует соединения со всеми химическими элементами, кроме гелия, неона и аргона. С большинством элементов он взаимодействует непосредственно, кроме галогенов, за исключением фтора, золота и платины.
1. Взаимодействие c металлами
В результате реакции образуется оксид этого металла.
4Al + 3O2 = 2Al2O3
3Fe + 2O2 = Fe3O4
2. Взаимодействие с неметаллами
При этом образуется оксид этого неметалла.
Сера взаимодействует с кислородом при 250°С: S + O2 = SO2
Горение фосфора с образованием оксида фосфора (V) начинается при 60 °С: 4Р + 5О2 = 2Р2О5
Графит реагирует с кислородом при 700-800 °С: С + О2 = СО2
С водородом кислород взаимодействует при 300 °С: 2Н2 + О2 = 2Н2О
3. Взаимодействие с некоторыми сложными веществами
В этом случае образуются оксиды элементов, из которых состоит молекула сложного вещества.
2CuS + 3O2 = 2CuO + 2SO2
СН4 + 2О2 = СО2 + 2Н2О
Кислород – второй по электроотрицательности элемент, поэтому в окислительно-восстановительных процессах он выступает в качестве окислителя. Горение, гниение, ржавление и дыхание протекают при участии кислорода.
Только при взаимодействии с фтором он проявляет восстановительные свойства: O2 + F2 = F2O2 (в электрическом разряде).
Дифторид кислорода может быть получен при быстром пропускании фтора через 2 % раствор щелочи:
2F2 + 2NaOH = OF2 + 2NaF + H2O
7. Химические свойства серы
При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена, теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.
1. Взаимодействие с металлами
Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия образуются сульфиды:
Cu + S = CuS
2. Взаимодействие с водородом происходит при 150–200 °С: H2 + S = H2S
3. Взаимодействие с кислородом
Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при этом образуется смесь оксидов:
S + O2 = SO2
2S + 3O2 = 2SO3
4. Взаимодействие с фосфором и углеродом
При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором, углеродом, проявляя окислительные свойства:
2P + 3S = P2S3
2S + C = CS2
5. Взаимодействие с фтором
В присутствии сильных окислителей проявляет восстановительные свойства: S + 3F2 = SF6
6. Взаимодействие со сложными веществами
При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как восстановитель:
S + 2HNO3 = 2NO + H2SO4
7. Реакция диспропорционирования
Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды и сульфиты:
3S + 6KOH = K2S+4 O3 + 2K2S-2 + 3H2O
8. Химические свойства галогенов
1. Взаимодействие с ксеноном. Наибольшей химической активностью обладает фтор, это сильнейший окислитель, который реагирует даже с инертными газами:
2F2 + Xe = XeF4
2. Взаимодействие с металлами.
Все галогены взаимодействуют практически со всеми простыми веществами, наиболее энергично протекает реакция с металлами. Фтор при нагревании реагирует со всеми металлами, включая золото и платину, на холоде взаимодействует с щелочными металлами, свинцом и железом. Хлор, бром и йод при обычных условиях реагируют со щелочными металлами, а при нагревании – с медью, железом и оловом. В результате взаимодействия образуются галогениды, которые являются солями:
2М + nHal2 = 2MHaln
Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.
3. Взаимодействие с водородом. При обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие с хлором протекает на свету, бром и йод реагируют только при нагревании, причем реакция с йодом обратима.
Н2 + Hal2 = 2НHal.
Галогены в этой реакции проявляют окислительные свойства.
4. Взаимодействие с неметаллами. С кислородом и азотом галогены непосредственно не взаимодействуют, реагируют с серой, фосфором, кремнием, проявляя окислительные свойства, химическая активность у брома и йода выражена слабее, чем у фтора и хлора:
2P + 3Cl2 = 2PCl3
Si + 2F2 = SiF4
5. Взаимодействие с водой. Галогены реагируют со многими сложными веществами. С водой фтор и остальные галогены реагируют по-разному:
F2 + H2O = 2HF + O или
3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2
Hal + H2O = HHal + HHalO
Эта реакции является реакцией диспропорционирования, где галоген одновременно является окислителем и восстановителем.
6. Взаимодействие со щелочами. Также галогены диспропорционируют в растворах щелочей:
Cl2 + KOH = KClO + KCl (на холоде)
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3Н2О (при нагревании)
Гипобромид-ион существует только при температуре ниже 0 °С, гипойодит-ион в растворах не существует.
7. Взаимодействие с сероводородом. Галогены способны отнимать водород от других веществ:
H2S + Br2 = S + 2HBr
8. Реакция замещения водорода в предельных углеводородах:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl
9. Реакция присоединения к непредельным углеводородам:
C2H4 + Cl2 = C2H4Cl2
10. Взаимное замещение галогенов. Реакционная способность галогенов снижается при переходе от фтора к йоду, поэтому предыдущий элемент вытесняет последующий из галогеноводородных кислот и их солей:
2KI + Br2 = 2KBr+ I2
2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2