Примерное время на чтение статьи: 259 минуты

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА НЕМЕТАЛЛОВ.

КЛАССИФИКАЦИЯ НЕМЕТАЛЛОВ.

Самой первой научной классификацией химических элементов было деление их на металлы и неметаллы. Эта клас-сификация не потеряла своей значимости и в настоящее время.
Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до за-вершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более элект-ронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.
Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно p-элементы, исключение составляет водород — s-элемент. Из 109 известных элементов более 20 относятся к неметаллам. Роль неметаллов и их соединений в при­роде очень велика. Неметаллы составляют более 84% от массы почвы, 98,5% от массы растений и 97,6% от массы тела человека. Шесть неметаллов — углерод, водород, кислород, азот, фосфор и сера — являются ор­ганогенными элементами, так как входят в состав мо­лекул белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот. Воздух, которым мы дышим, представ-ляет собой смесь простых и сложных веществ, образуемых неметаллами (кислород О₂, азот N₂, углекислый газ СО₂, аргон Аr и другие благородные газы). По сравнению с металлами неметаллов гораздо меньше, но несмотря на это, они обладают большим разнообразием физических свойств. При обычных условиях неметаллы могут существовать в твердом (бор, углерод, кремний, сера, йод), жидком (бром) и газообразном (хлор, водород, кислород, азот) агрегатных состояниях.

ПОЛОЖЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ В ПСХЭ.

Неметаллы в периодической системе расположены справа  от диагонали «бор — астат». Это эле­менты главных подгрупп III, IV, V, VI, VII и VIII групп. К неметаллам относятся: бор В, углерод С, кремний Si, азот N, фосфор Р, мышьяк As, кислород О, сера S, селен Не, теллур Те, водород Н, фтор F, хлор Сl, бром Вr, йод I, астат  At. К неметаллам также относятся благородные газы: Не — гелий, Ne — неон, Аr — аргон, Кr — крип­тон, Хе — ксенон, Rn — радон.  

СТРОЕНИЕ АТОМОВ НЕМЕТАЛЛОВ.

Среди неметаллов два элемента — водород и гелий — относятся к s-семейству, все остальные принадлежат к р-семейству. На внешнем электронном слое у атомов неметал­лов находится различное число электронов: у атома водорода — один электрон (1s¹), у атома гелия — два электрона (1s²), у атома бора — три электрона (2s²2p¹). Однако атомы большинства неметаллов, в отличие от атомов металлов, на внешнем электронном слое имеют большое число электронов — от 4 до 8; их электронные конфигурации изменяются от ns²np² у атомов элементов главной подгруппы IV группы до ns²np⁶ у атомов инер­тных газов.

В отличие от металлов у атомов неметаллов высокая энергия ионизации и большое сродство к электрону. Поэтому для атомов неметаллов более характерной является способность присоединять электроны для завершения элект-ронного октета — устойчивой конфи­гурации ns²np⁶.

Способность присоединять электроны обусловливает окислительные свойства неметаллов. Если у атома неметалла на внешнем электронном слое имеется 4 электрона, то для завершения октета он присоединяет 4ē; при наличии 5 электронов — Зē, 6 электронов — 2ē и 7 электронов — 1ē . В связи с этим характерные степени окисления атомов неме­таллов в соединениях соответственно равны -4, -3, -2, -1.

Окислительные свойства неметаллов определяются их положением в периодической системе. В периодах окисли-тельные свойства увеличиваются слева направо, в подгруппах — уменьшаются сверху вниз. Это обус­ловлено тем, что в периодах слева направо увеличива­ются электроотрицательность и сродство к электрону, а в главных подгруппах сверху вниз эти характерис­тики элементов уменьшаются.

По сравнению со всеми ос­тальными неметаллами 2-го периода у атома фтора заряд ядра максимальный, радиус атома — минимальный. По­этому атом фтора способен наиболее легко присоединять недостающий до октета элек-трон. Фтор характеризуется наибольшей электроотрицательностью и, следовательно, проявляет самые сильные окислительные свойства.

Рассматривая изменение свойств элементов-неметал­лов в главных подгруппах, следует отметить, что сверху вниз с увеличением радиуса атома электроот­рицательность, сродство к ē и соответственно окис­лительные свойства умень-шаются, а, значит уменьшается неметалличность элементов.

НАХОЖДЕНИЕ НЕМЕТАЛЛОВ В ПРИРОДЕ.

Элементов-неметаллов всего 16! Два элемента-неметалла составляют 76% от массы земной коры. Это кислород (49%) и кремний (27%). В атмосфере содержится 0,03% от массы кислорода в земной коре. Неметаллы составляют 98,5% от массы растений, 97,6% от массы тела человека. Шесть неметаллов — С, Н, О, N, Р и S — биогенные элементы, образую-щие важнейшие органические вещества живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав возду-ха входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород O₂, азот N₂, угле- кислый газ СO₂, водяные пары Н₂O и др.).
Водород — главный элемент Вселенной. Многие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, гидросферу и литосферу, только 0,88% . Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое содержание его только кажущееся, и из каждых 100 атомов на Земле 17 — атомы водорода.
Инертные, или благородные, газы («благородство» выражается в инертности) достаточно часто относят к неметаллам, но лишь чисто формально, по физическим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких температур. Так, гелий Не переходит в жидкое состояние при температуре -268,9 °С. Инертность в химическом отношении у этих элементов относительна.

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ.

Физические свойства зависят от типа кристаллической решетки – строения. Простые вещества — неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н₂, N₂, O₂, F₂, Сl₂, O₃) или твердые вещества (I₂, Р₄, S₈) и лишь единственный — бром (Вr₂) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого меж-молекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. Атомное строение. Эти вещества образованы длинными цепями атомов (С_n, В_n, Si_n, Se_n, Те_n). 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, поэтому многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.
   У простых веществ — неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее чем у металлов: Р, Sе — красные; В — коричневый; O₂(Ж) — голубой; Si, As — серые; Р₄ — бледножелтый; I₂(т) — фиолетово-черный с металличес-ким блеском; Вr₂(ж) — бурая жидкость; Сl₂(г) — желто-зеленый; F₂(г) — бледно-зеленый; S₈(т) — желтая.
   Все газообразные вещества, жидкий бром, а также типичные ковалентные кристаллы — диэлектрики, так как все внешние электроны их атомов использованы для образования химических связей. Кристаллы непластичны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металличес-кого блеска.
3. Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ — аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул (O₂, O₃), и с разным строением кристаллов. В качестве примера можно привести аллотропные модификации углерода: графит, алмаз, карбин, фуллерен.

ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ.

Все неметаллы могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства, исключением является фтор, Который в реакциях выступает исключительно в роли окислителя.

Окислительные свойства неметаллы проявляют при взаимодействии с:

1. металлами:         2Mg⁰ + O⁰₂ = 2Mg⁺²O^-2

2. водородом:            S⁰ + H⁰₂ = H⁺¹₂S^-2                       H⁰₂ + Cl⁰₂ = 2H⁺¹Cl^-1

3. с неметаллами с меньшим значением  электроотрицательности:   С⁰ + 2F⁰₂ = C⁺⁴F^-1₄

Восстановительные свойства неметаллы проявляют при взаимодействии с : 1. с фтором или кислородом: 5O⁰₂ + 2N⁰₂ = 2N⁺⁵₂O^-2₅ 2. со сложными веществами – сильными окислителями: 3S⁰ + 2KCl⁺⁵O₃ = 2KCl^-1 + 3S⁺⁴O₂ 3. в реакциях самоокисления-самовосстановления: Галогены вытесняют друг друга из растворов солей:  Сl⁰₂ + 2NaBr^-1 = 2NaCl^-1 + Br⁰₂ Фтор для реакций в растворах не используют, так как он будет реагировать с водой: 2F₂ + 2H₂O = 4HF↑ + O₂↑

КРУГОВОРОТ БИОГЕННЫХ ЭЛЕМЕНТОВ В ПРИРОДЕ.

Биосфера — оболочка Земли, заселенная живыми организмами, находящаяся под их воздействием и занятая продук-тами их жизнедеятельности, «пленка жизни», глобальная экосистема Земли. Биосфера начала формироваться не позднее чем 3,8 млрд лет назад, когда на нашей планете  появились первые организмы. Она включает в себя всю гидросферу, верхнюю часть литосферы и нижнюю часть атмосферы. Для биосферы характерны замкнутые круговоро-ты веществ, источником энергии для которых является солнечный свет. Рассмотрим круговороты некоторых важней-ших элементов.

Круговорот углерода

Круговорот углерода начинается с процесса фотосинтеза, в результате которого углерод углекислого газа превраща-ется в глюкозу, из которой в дальнейшем образуются все остальные вещества, входящие в состав живых организмов. Растения поедаются животными, в результате углерод перемещается в тела консументов. В процессе дыхания они выделяют углерод в форме углекислого газа, т. е. круг замыкается. Мертвые тела животных и растений и продукты их выделения служат пищей для редуцентов, которые завершают цикл, окисляя всю органику до углекислого газа.

Помимо этого основного кругооборота часть углерода откладывается некоторыми живыми организмами в виде ске-летных и защитных образований, например раковин. Углекислый кальций этих образований далее образует осадоч-ные породы, такие как мел, мрамор, известняк, ракушечник. В этой форме углерод может задерживаться десятки и сотни миллионов лет. Попадая на поверхность, эти породы подвергаются эрозии, в результате чего часть углерода возвращается в круговорот. Кроме того, некоторое количество углекислого газа выделяется при извержениях вулка-нов, а часть органического углерода превращается в  в результате лесных пожаров.

Круговорот азота

Другим важнейшим элементом является азот.

В атмосфере содержится много азота (71 %) в форме молекулярного азота . Он недоступен для большинства живых организмов. Только некоторые виды прокариот (клубеньковые бактерии, почвенные бактерии родов азотобактер и клостридиум, цианобактерии) могут превращать  в ионы аммония. В дальнейшем этот азот включается в аминокис-лоты и белки. После гибели этих организмов органические соединения азота снова превращают аммиак.

Почвенные бактерии окисляют аммоний в нитриты, а затем в нитраты. В почву в конечном счете попадают азотистые продукты обмена животных, которые также окисляются микроорганизмами. Нитраты и аммоний из почвы поглоща-ется корнями растений. В растения происходит восстановление нитратов до аммония, который включается в амино-кислоты и белки. Они служат пищей животным, которые частично используют их для создания собственных белков, а частично окисляются с образованием аммиака, мочевины, мочевой кислоты (в зависимости от группы животных), которые выводятся в окружающую среду. Часть аммония в почве определенной группой бактерий окисляется до .

Таким образом, круговорот практически полностью осуществляется живыми организмами. Небольшое количество окислов азота, образующихся в атмосфере во время грозовых разрядов, не играет большой роли в круговороте.

Круговорот фосфора

В круговороте фосфора, в отличие от круговоротов углерода и азота, отсутствует газовая фаза. Фосфор в природе в больших количествах содержится в таких минералах горных пород, как фосфориты и апатиты, и попадает в наземные экосистемы в процессе их разрушения. Выщелачивание фосфора осадками приводит к поступлению его в гидросферу и, соответственно, в водные экосистемы. Растения поглощают фосфор в виде растворимых фосфатов из водного или почвенного раствора и включают его в состав органических соединений — нуклеиновых кислот, нуклеотидов (АДФ, АТФ), в липиды клеточных мембран. Другие организмы получают фосфор по пищевым цепям.

В организмах позвоночных фосфор входит в состав костной ткани, дентина. В процессе клеточного дыхания происхо-дит окисление органических соединений, содержащих фосфор, при этом образующиеся фосфаты поступают в окру-жающую среду.

Организмы-редуценты минерализуют органические вещества мертвых организмов, содержащие фосфор, в неоргани-ческие фосфаты, которые вновь могут быть использованы растениями. После неоднократного потребления фосфора организмами на суше и в водной среде в конечном итоге он выводится в донные осадки в виде нерастворимых фос-фатов. После поднятия осадочных пород над уровнем моря в ходе большого круговорота вновь начинают действо-вать процессы выщелачивания и биогенного разрушения.

Круговорот серы

Круговорот серы также тесно связан с живым веществом. Сера в виде SO_2, SO₃ и H₂S ,  и элементарной серы выбрасы-вается вулканами в атмосферу. Кроме этого, в природе в большом количестве известны различные сульфиды метал-лов: железа, свинца, цинка и др.

Сульфидная сера окисляется в биосфере при участии многочисленных микроорганизмов до сульфатной серы почв и водоемов.

Сульфаты поглощаются растениями, восстанавливаются ими до сульфидов и включаются в состав аминокислот.

В организмах сера входит в состав аминокислот и белков, а у растений, кроме того, в состав эфирных масел и т. д. Процессы разрушения остатков организмов в почвах и в иле морей сопровождаются очень сложными превращения-ми серы.

При разрушении белков при участии микроорганизмов образуется сероводород. Далее сероводород окисляется либо до элементарной серы, либо до сульфатов. В этом процессе участвуют разнообразные микроорганизмы, создающие многочисленные промежуточные соединения серы.

Известны месторождения серы биогенного происхождения. Сероводород может вновь образовать «вторичные» суль-фиды, а сульфатная сера создает гипс. В свою очередь, сульфиды и гипс вновь подвергаются разрушению, и сера во-зобновляет свою миграцию.

ПРИМЕНЕНИЕ КИСЛОРОДА, СЕРЫ, АЗОТА, ФОСФОРА И ИХ СОЕДИНЕНИЙ В МЕДИЦИНЕ И НАРОДНОМ ХОЗЯЙСТВЕ.

Применение кислорода и его соединений.

а) Кислород применяют:

1. В металлургической промышленности для получения металлов.
2. Для получения высоких температур (температура кислородно-ацетиленового пламени = 3500⁰С, температура кислородно-водородного пламени = 3000⁰ С).
3. В медицине: кислородные подушки, палатки.
4. В аквалангах и других приборах для подводных, наземных работ, в высотных и космических полетах.

б) Пероксид водорода применяют:

1. Для обновления старых икон: PbS + 4 Н₂О₂ → PbSO₄ + 4H₂O
2. В медицине 3-6% Н₂О₂ используется как дезинфицирующее, как кровоостанавливающее, противовоспалитель-ное средство.
3. В косметической промышленности.

Применение серы и еѐ соединений.

1. Na₂SO₄ ×10H₂O — глауберова соль используется как слабительное средство при отравлениях солями свинца и бария.
2. CaSO₄ — сульфат кальция;
   CaSO₄ ×1/2H₂O полуводный гипс, используется для наложения гипсовых повязок.
3. MgSO₄ × 7H₂O горькая соль используется в медицине как слабительное средство.
4. BaSO₄ — белый рыхлый порошок без запаха и вкуса, используют в медицине как рентгеноконтрастное средство.
5. Купоросы.
   а) CuSO₄ × 5H₂O медный купорос, используют в медицине как вяжущее, рвотное средство, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями.
   б) ZnSO₄ × 7H₂O цинковый купорос. Бесцветные кристаллы, вяжущего свойства, без запаха. Используют для лечения глазных болезней, в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями.
   в) FeSO₄ × 7H₂O железный купорос. Используют в сельском хозяйстве, как микроэлемент и для борьбы с вредителями, в медицине для лечения анемии.
6. Квасцы.
   а) KAl(SO₄)₂ × 12H₂O алюмо-калиевые квасцы, оказывают вяжущее действие, используется в медицине.
   б) KСr(SO₄)₂ × 12H₂O хромо-калиевые квасцы обладают дубящим действием, используют для обработки кож.
   в) NH4Fe(SO₄)₂ × 12H₂O железно-аммонийные квасцы используются в аналитической химии.
7. «Серный цвет» — это мелкоизмельченная сера. Его используют в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями виноградной лозы. В промышленности сера используется для вулканизации каучука, образуется резина. Резина содержит до 3% S. Эбонит содержит серу от 20% до 40% . Серу используют для получения пороха. В медицине используется сера для получения мазей, паст, которые применяют для лечения кожных заболеваниях.
8. Некоторые сульфиды используют как красители
   HgS — красного цвета
   CdS — желтого цвета
   Sb₂S₃ — оранжево-красного цвета

Применение азота и его соединений.

1. Жидкий азот используют в криохирургии для прижигания гланд, аденоидов, удаления бородавок.
2. Используют азот для заполнения резервуаров электроламп.
3. Для получения аммиака.
4. Для азотирования сталей.
5. В технике, в атмосфере азота производят переливку бензина и других легковоспламеняющихся жидкостей.
6. Азот — это элемент, входящий в состав белка, без него невозможно нормальное существование живого организма.
7. Аммиак используют:
   а) для получения искусственного льда, замораживания грунта;
   б) для получения азотной кислоты, солей аммония;
   в) 10% раствор аммиака — нашатырный спирт, используется для выведения людей из обморочного состояния, для возбуждения дыхания.
8. Соли аммония применяют:
   а) В качестве азотных удобрений: NH₄NO₃ -аммиачная селитра (NH₄)₂SO₄ — сульфат аммония
   NH₄H₂PO₄ — аммофос
   K(NH₄)₂PO₄ — азофоска
   (NH₄)₂HPO₄ — диаммофос
   б) аммонал (72% NH₄NO₃ + 25% Al + 3% уголь) – взрывчатое вещество.
   в) аммонит (88% NH₄NO₃ + 12% тротил) — взрывчатое вещество.
   г) NH₄HCO₃ в кондитерском производстве, придает тесту необходимую пористость.
   д) NH₄Cl (нашатырь) используется в паяльном деле, для изготовления гальванических элементов, в медицине для усиления действия мочегонных средств и как отхаркивающее при бронхитах и пневмонии.
9. NaNO₃ — чилийская селитра, удобрение.
10. KNO₃ — калиевая селитра. В кулинарии применяют для придания мясу коричнево-красного цвета.
    Используется как удобрение, для приготовления черного дымного пороха: 2KNO₃ + 3C + S → K₂S + N₂+ 3CO₂ (75%,15%,10%)
11. Ca(NO₃)₂ — кальциевая или норвежская селитра, удобрение.
12. AgNO₃ — ляпис, используют в аналитической химии. В медицине, как вяжущее, противовоспалительное, прижи-гающее, бактерицидное средство, в зеркальном производстве, фотографии.
13. NaNO₂ — сосудорасширяющее средство при мигрени, стенокардии (1% раствор), при отравлении цианидами. Хранят по списку Б.

Применение фосфора и его соединений .

1. Гидрофосфат натрия Na2HPO4  12H2O — используется в медицине как слабительное средство.
2. Элементарный фосфор входит в состав белков, в состав костей, зубов. Очень важен фосфор для жизнедеятель-ности мозга. Содержание фосфора в организме человека составляет приблизительно 1 % массы тела. Суточное потребление фосфора человеком около 2г. Не могут обойтись без фосфора и растения, которые извлекают его из почвы.
3. Фосфор используют для изготовления спичек.
4. В сельском хозяйстве в качестве минеральных удобрений используют суперфосфат, двойной суперфосфат, пре-ципитат и т.д

ВОДОРОД: получение, свойства, применение.  ПЕРОКСИД ВОДОРОДА.

ИСТОРИЯ ОТКРЫТИЯ ВОДОРОДА.

В XVI в. было замечено, что при действии кислот на металлы выделяется газ, который средневековые химики назы-вали «горючим воздухом». Сам же воздух считался элементарной материей, единой и неделимой. Правильному  трак-тованию многих наблюдаемых явлений мешала господствующая в то время теория флогистона, согласно которой горение считалось реакцией разложения, при которой металл теряет «огненную материю». Ученые, получавшие неизвестный горючий газ, считали его этой самой «огненной материей», или флогистоном. В 1766 г. Генри Кавендиш получил «горючий воздух» взаимодействием цинка, олова и железа с серной и соляной кис-лотами. Он установил, что «горючий воздух» отличается от обычного: не растворяется в воде и щелочах; образует взрывчатые смеси с обычным воздухом. К сожалению, Кавендиш тоже находился под влиянием распространенной тогда теории и принял «горючий воздух» за флогистон, “теплород” — вещество, по канонам науки того времени опре-делявшее температуру тел. Он прекрасно горел (а огонь считался почти чистым флогистоном), был необычайно легок, в 15 раз легче воздуха, мало-растворим в воде, без цвета, без запаха, хорошо впитывался металлами и так далее.

В 1777г. А.Л. Лавуазье предложил новую теорию горения, отрицающую теорию флогистона. Он в 1783 – 1784гг., выяс-няя состав воды, поставил опыты по разложению ее раскаленным железом и древесным углем и выделил два газа. Для «горючего воздуха» было введено название «водород», то есть рождающий воду. Это название предложил фран-цузский химик Л.Б. Гитон де Морво.

ХАРАКТЕРИСТИКА ВОДОРОДА, КАК ЭЛЕМЕНТА И ПРОСТОГО ВЕЩЕСТВА.

Строение атома и молекулы.

Химический символ элемента водорода — Н Атом Н: Z=1, p⁺=1, n⁰=0, e=1, A_r=1.008 Электронная формула: 1s¹ s- элемент, неметалл.                         Водород – простое вещество: молекулярная формула — Н₂ ; электронная формула — Н∙∙Н; структурная (графическая) формула – Н-Н

Молекула простого вещества водорода состоит из двух атомов и образована ковалентной неполярной химической связью.  Валентность водорода равна =1, степень окисления равна =0.

Водород имеет один неспаренный электрон, который он способен отдавать более электроотрицательному элементу, получая при этом степень окисления +1. Поведение его в этом случае подобно щелочным металлам.

При взаимодействии с металлами Ia и IIa групп водород ведет себя, как галоген, отбирая у металлов их валентные электроны, получая в результате степень окисления –1, к тому же, как фтор и хлор, он является газом при нормальных условиях. 3H₂⁰   +    N₂⁰ = 2NH₃⁺¹ 2Li⁰   +  H₂⁰ = 2LiH^-1

При взаимодействии с активными металлами водород ведет себя как окислитель. При взаимодействии с большинст-вом неметаллов водород ведет себя как восстановитель.

Физические свойства водорода.

Водород – газ без цвета, запаха и вкуса. Это самый легкий газ, он более чем в 14 раз легче воздуха, поэтому водород собирают в перевернутый вверх дном сосуд. В воде водород плохо растворим, поэтому его можно собирать вытесне-нием воды. А в некоторых металлах водород растворим очень хорошо. Например, в одном объеме палладия раство-ряется до 900 объемов водорода. Это свойство водорода используется для создания водородных аккумуляторов. Температура кипения —  252,6⁰С. Температура плавления —  259,1⁰С.

Для лучшего усвоения изученного материала посмотрите видео-урок.

Способы получения водорода.

Водород в лаборатории можно получить взаимодействием соляной или разбавленной серной кислот с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода, в первую очередь цинка: Zn + HCl = ZnCl₂ + H₂ . Это – реакция замещения: металл замещает водород в кислоте.   В промышленности водород получают превращением водяных паров с углем или метаном: C + H₂O = CO + H₂ CH₄ + H₂O = CO + 3H₂ В эпоху зарождения химии водород получали одним из старых способов – взаимодействием водяного пара с раска-ленным железом – способ Лавуазье: 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂. Таким способом его получали и в России в царской армии для наполнения воздушных шаров, пропуская пар через раскаленные дула пушек.

Для лучшего усвоения изученного материала посмотрите видео-урок.

Химические свойства водорода.

Восстановительные свойства водорода.

Реакция горения водорода: 2H₂ + O₂ = 2H₂O (Смесь водорода и кислорода называется « гремучем газом», потому что при этом высво-бождается большое количество энергии, реакция протекает со взрывом.)

Водород можно использовать для восстановления металлов из их оксидов, например: CuO + H₂ = Cu + H₂O

Реакции водорода с неметаллами, например: Cl₂ + H₂ = 2HCl

Окислительные свойства водорода проявляются при его взаимодействии с металлами, в результате которого образуются твердые соединения – гидриды: 2Na + H₂ = 2NaH

Для лучшего усвоения изученного материала посмотрите видео-урок.

Распространение водорода.

По распространенности в нашей Вселенной водород занимает первое место. Из 1000 атомов во Вселенной на долю водорода приходится 930. Наше солнце более чем наполовину состоит из водорода.

Водород является одним из самых часто встречающихся элементов и на Земле. Массовая доля водорода в земной коре составляет 1% – это девятый по распространенности элемент, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества имеется в атмосфере (0,00005% по объему).

Основным соединением водорода является вода. Кроме того, большое его количество входит в состав многочисленных соединений с углеродом (органических веществ), составляющих основу нефти, природного газа (формула метана?), угля и др. Он непременная составная часть веществ, образующих живые организмы (–6,5% от сухой массы).

СОЕДИНЕНИЯ ВОДОРОДА.

Пероксид водорода.

Это бесцветная прозрачная слегка вязкая жидкость со слабым своеобразным запахом. Содержится в свежих овощах и фруктах, не подвергнутых кулинарной обработке, содержится в дождевой воде и снеге, где образуется из атмосфер-ного озона, в горном воздухе. Вещество является одной из основных частей сложной иммунной системы человека. Обнаружено, что материнское молоко содержит значительные количества этого вещества, является главным оружи-ем иммунной системы в борьбе с многочисленными инфекциями, это простое вещество с успехом чистит сосуды от отложений холестерина на стенках, обладает стимулирующим действием на сердечную мышцу. При попадании на кожу и в кровь человека это вещество распадается на воду и кислород. Что это за вещество?(пероксид водорода).

Перокси́д водоро́да H₂O₂ — простейший представитель пероксидов. Молекула пероксида водорода имеет следующее строение: Н-О-О-Н.

Вследствие несимметричности молекула H₂O₂ сильно полярна. Относительно высокая вязкость жидкого пероксида водорода обусловлена развитой системой водородных связей. Поскольку атомы кислорода имеют неподелённые электронные пары, молекула H₂O₂ также способна образовывать донорно-акцепторные связи. Пероксид водорода растворим в воде, спирте и эфире.

Определив валентность и степени окисления атомов кислорода и водорода в молекуле пероксида водорода  можно предположить какие химические свойства характерны для этого соединения:   Н⁺¹-О^-1-О^-1-Н⁺¹     Валентность кислорода-2, водорода-1, степень окисления О^-1, Н⁺¹. У кислорода промежуточная степень окисления, то есть он может принимать электроны — быть окислителем  и отдавать электрон — быть восстановителем. Связь O—O непрочна, поэтому H₂O₂  легко разлагается. Можем предположить, что перекись водорода может проявлять кислотные свойства, вступая в реакции с замещением водорода на металл.

 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂   Разложению может поспособствовать присутствие ионов переходных металлов и серебра. Однако очень чистый пероксид водорода устойчив.

2О^— -2е→ O₂⁰  окислитель, восстанавливается до свободного кислорода.

Чем чище пероксид водорода, тем медленнее он разлагается при хранении. Высокая популярность перекиси водоро-да в медицине как противомикробного средства связана с тем, что она хорошо переносится кожей и слизистыми обо-лочками, не накапливается в орга-низме при длительном применении, не оказывает токсического и аллергенного действия, проявляет такие дополнительные лечебные эффекты, как стимуляция кровоснабжения и регенерации тканей. Применяют для дезинфекции различных объектов, а также как анти-септик для профилактической и терапев-тической антисептики.

При действии концентрированного раствора Н₂O₂ на некоторые гидроксиды можно получить пероксиды металлов, которые можно рассматривать как соли пероксида водорода: Н₂O₂ + 2NaOH → Na₂O₂ + 2H₂O H₂O₂ + Ba(OH)₂ → BaO₂↓ + 2H₂O

Пероксидная группа [—O—O—] входит в состав многих веществ. Перекись водорода проявляет восстановительные свойства с сильным окислителем перманганатом калия. В результате данной реакции происходит выделение газа — кислорода. (Лучинка загоралась). Помимо этого образуется оксид марганца (4) (крупинки бурого цвета). Индикатор стал синим — среда щелочная. 2KMn⁺⁷O₄ + 3H₂O₂^-1= 2KОН + 2Mn⁺⁴O₂↓+ 3O₂⁰↑+ 2H₂O Mn⁺⁷ +3е→Mn⁺⁴         Пероксид водорода проявляет и окислительные свойства при взаимодействии с сульфидом свинца:   PbS^2- + 4H₂O₂ ^— = PbS⁺⁶ O₄ + 4H₂O^-2         Окисление черного сульфида свинца до белого сульфата можно использовать для восстановления потемневших свинцовых белил (PbО) на старых картинах. Со временем это соединение превращается в черный сульфид свинца, и картина темнеет. При обработке картины перекисью водорода – картина светлеет. Окислительные свойства наиболее характерны для Н₂О₂. Проявляются они с сильными восстановителями. При этом кислород никогда не выделяется. 2Fe ⁺² SO₄ + H₂O^2- + H₂SO₄ = Fe₂ ⁺³ (SO₄)₃ + 2H₂O^-2

Ответьте на вопросы теста.

Вариант 1.

1. Укажите физические свойства водорода при н.у. 1) твердое вещество без цвета и запаха, хорошо растворимо в воде, легче воздуха 2) газ без цвета и запаха, почти не растворим в воде, легче воздуха 3) газ без цвета и запаха, почти не растворим в воде, тяжелее воздуха 4) газ без цвета и запаха, хорошо растворим в воде, легче воздуха

2. Водород сходен с атомами щелочных металлов: 1) легко отдает внешний электрон и получает с.о. +1 2) является окислителем 3) принимает на внешний слой один электрон и получает с.о. -1 4) молекула двухатомна

3. В водороде  химическая связь соответственно: 1) ковалентная полярная 2) металлическая 3) ионная 4) ковалентная неполярная

4. Верны ли следующие суждения о водороде и его соединениях? А. Водород в реакциях может быть и окислителем, и восстановителем. Б. При нагревании активных металлов в водороде получаются гидроксиды. 1)  верно только А               2)  верно только Б 3)  верны оба суждения                  4) оба суждения неверны

5. Степень окисления –1 водород проявляет в соединении: 1) H₂О                  2) NH₄Cl                  3) MgН₂                   4) NH₃

6. Соотнесите окислительные и восстановительные свойства водорода и уравнения реакций:

7. Водород в лаборатории получается при взаимодействии: 1) цинка с разбавленной серной кислотой                2) цинка с концентрированной азотной кислотой 3) меди с соляной кислотой                                        4) оксида натрия с водой

8. Когда водород собирают способом вытеснения воздуха, то сосуд держат: 1) горизонтально;                   2) вниз дном;                  3) вверх дном;                          4) не имеет значения.

9. Какого учёного считают первооткрывателем водорода: 1) А. Лавуазье                         2) Дж. Пристли         3) Р.Бойль                               4) Г.Кавендиш

10. Водород перестали использовать для заполнения дирижаблей и заменили гелием, т.к.: 1) водород не имеет запаха; 2) водород смешивается с кислородом воздуха и образует «гремучую смесь»; 3) водород — самый лёгкий газ; 4) при сгорании водорода образуется вода, безвредная для окружающей среды.

Вариант 2.

1. Укажите физические свойства водорода при н.у. 1) жидкость без цвета и запаха, хорошо растворима в воде, легче воздуха 2) газ без цвета и запаха, почти не растворим в воде, легче воздуха 3) газ без цвета и запаха, почти не растворим в воде, тяжелее воздуха 4) газ без цвета и запаха, хорошо растворим в воде, легче воздуха

2. Водород сходен с атомами галогенов: 1) принимает на внешний слой один электрон и получает с.о. -1 2) легко отдает внешний электрон и получает с.о. +1 3) является восстановителем 4) молекула одноатомна

3. В водороде и хлороводороде химическая связь соответственно: 1) ковалентная полярная и ионная 2) ковалентная полярная и металлическая 3) ковалентная полярная и ковалентная неполярная 4) ковалентная неполярная и ковалентная полярная

4. Верны ли следующие суждения о водороде и его соединениях? А. При нагревании активных металлов в водороде получаются гидриды. Б. Водород в реакциях может быть только окислителем. 1)  верно только А                2)  верно только Б 3)  верны оба суждения                     4) оба суждения неверны 5. Степень окисления + 1 водород проявляет в соединении: 1) CaH₂            2) H₂          3)  NaH              4) Н₂S 6. Соотнесите окислительные и восстановительные свойства водорода и уравнения реакций:

свойства водорода	уравнения реакций
А) водород — окислитель	1) 2K + H2 → 2KH
Б) водород — восстановитель	2) 2H2 + O2 → 2H2O
	3) ZnO + H2 → Zn + H2O
	4) H2 + Cl2 → 2HCl

7. Водород в лаборатории получается при взаимодействии: 1) цинка с соляной кислотой                              2) железа с концентрированной азотной кислотой 3) серебра с соляной кислотой                          4) оксида кальция с водой

8. Водород перед работой с ним проверяют на чистоту, поскольку: 1) он горит в избытке кислорода                             2) он содержит пары воды 3) его смесь с воздухом взрывоопасна                   4) с ним «летят» пары кислоты, вредные для здоровья.

9. Название водороду дал: 1) Г.Кавендиш                   2) Дж. Пристли     3) Р.Бойль                             4) А. Лавуазье

10. Водород – самый распространенный элемент: 1) на Земле;                                                               2) звезд и межзвездного газа;
3) в живых организмах;                                         4) на Луне.

Для закрепления полученных знаний перейдите по ссылке: https://learningapps.org/view28307719 и выполните задания.

ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ НЕМЕТАЛЛОВ.

Водородные соединения неметаллов представляют собой газообразные соединения, кроме воды. Они летучие и лег-коподвижные, быстроиспаряемые.

Электроотрицательность неметаллов больше электроотрицательности водорода, поэтому в водородных соединениях неметаллы проявляют минимальную отрицательную степень окисления: углерод — минус четыре, азот — минус три, фосфор — минус три и так далее. 

Водородные соединения неметаллов проявляют основные, кислотные или амфотэрные свойства. Водородные соедине-ния неметаллов являются, как правило, сильными восстановителями.

Так, углероду соответствует водородное соединение цэ-аш-четыре – метан, кремнию – силан, азоту – аммиак, фосфору – фосфин, мышьяку – арсин, кислороду – вода, сере – сероводород, селену – селеноводород, тэллуру – тэллуроводород, фтору – фтороводород, хлору – хлороводород, брому – бромоводород, йоду – йодоводород.

Водородные соединения неметаллов можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом. Сероводород можно получить реакцией водорода с серой, хлороводород – реакцией водорода с хлором, воду – реакцией водорода и кислорода, аммиак – реакцией водорода и азота.

В водородных соединениях присутствует ковалентная полярная связь, они имеют молекулярную кристаллическую решётку.

Как известно, электроотрицательность усиливается по периоду слева направо, поэтому полярность связи в водород-ных соединениях возрастает, а в группах сверху вниз электроотрицательность уменьшается, поэтому и полярность  связи будет уменьшаться.

Если рассмотреть третий период, то от силена до хлороводорода будет наблюдаться усиление полярности связи из-за увеличения электроотрицательности неметаллов.

В седьмой A группе сверху вниз будет идти уменьшение полярности связи от фтороводорода к йодоводороду, потому что идёт уменьшение электрооотрицательности элемента-неметалла в водородном соединении.

Полярность связи влияет на растворимость водородного соединения в воде. Например, так как молекула воды сильно полярна, то возникает сильное межмолекулярное взаимодействие с образованием водородных связей.

Если рассмотреть водородные соединения неметаллов третьего периода, то здесь можно проследить следующую закономерность: при растворении в воде силана не наблюдается проявление кислотно-основного характера соедине-ния, он сразу сгорает в кислороде, фосфин в воде даёт слабую основную среду, сероводород – слабую кислую среду, а хлороводород – сильнокислую среду. Это объясняется тем, что от силана до хлороводорода радиус иона неметалла уменьшается, а заряд ядра увеличивается, полярность связи в молекулах возрастает, поэтому усиливаются кислотные свойства.

В группах сверху вниз кислотные свойства водородных соединений неметаллов усиливаются, так как прочность связи водород-элемент уменьшается, из-за увеличения длины связи.

Например, водородные соединения седьмой A группы: хлороводород, бромоводород, йодоводород в воде – это силь-ные кислоты, которые полностью диссоциируют. Из этих кислот самой слабой является фтороводородная. Это объяс-няется тем, что у фтора самый маленький радиус, кроме этого, в этой молекуле присутствуют межмолекулярные водо-родные связи.

Таким образом, в периодах и группах главных подгруппах с увеличением заряда ядер элементов-неметаллов усили-ваются кислотные свойства, а ослабевают основные свойства.

Например, водный раствор хлороводорода – проявляет кислотные свойства, поэтому реагирует со щелочами. Так, в реакции соляной кислоты с гидроксидом натрия образуется соль – хлорид натрия и вода. Водный раствор аммиака проявляет основные свойства, поэтому реагирует с кислотами. Так, в реакции аммиака с серной кислотой образуется сульфат аммония и вода.

Как было сказано, водородные соединения неметаллов проявляют восстановительные свойства, так как элемент-неметалл здесь в минимальной степени окисления. Например, в реакции сероводорода с хлором сероводород является восстановителем, потому что сера повышает свою степень окисления с минус двух до нуля.

Таким образом, все солеобразующие оксиды, образованные неметаллами, обладают кислотными свойствами, а сила кислотного оксида зависит от степени окисления неметалла и радиуса иона. В периодах слева направо кислотный характер гидроксидов, образованных оксидами неметаллов усиливается, а в группах сверху вниз кислотный характер гидроксидов ослабевает. В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются. В группах сверху кислотные свойства водородных соединений увеличиваются. Водо-родные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами,

ЭЛЕМЕНТЫ VIA группы — ХАЛЬКОГЕНЫ.

Атом кислорода отличается от S, Se, Te, Po отсутствием d-подуровня внешнего уровня. Поэтому кислород проявляет постоянную валентность (II). Остальные халькогены имеют свободную d-орбитали, поэтому они имеют переменную валентность (II,IV,VI).

КИСЛОРОД: способы его получения и свойства.

Характеристика кислорода, как элемента и простого вещества.

“Кислород — это вещество, вокруг которого вращается земная химия”.  Я. Берцелиус.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В воздухе в свободном виде его содержание составляет 20, 95 % (по объему), в земной коре — 47,2 % (по массе). Кислород входит в состав углеводов, жиров, белков. В человеческом организме 61 % кислорода. Природный кислород состоит из трех стабильных изотопов: О¹⁶, О¹⁷, О¹⁸. Кислород в ат-мосфере Земли на 99,759 % состоит из ¹⁶O, на 0,037 % из ¹⁷O и на 0,204 % из ¹⁸O. В природе встречается в двух алло-тропных видоизменениях: О₂ и О₃ – озон. Химическая формула кислорода, как простого вещества — О₂. Относительная молекулярная масса — 32.    

Способы получения.

Получение кислорода в лаборатории: (t⁰) а) 2КClO₃ =2KCl+3O₂ б) 2KMnO₄=K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂ в) 2H₂O₂ = H₂O +O₂

Для лучшего усвоения изученного материала посмотрите видео-урок.

В промышленности – из сжиженного воздуха. При испарении вначале выделяется азот (tкип – 196^oC), а в жидкости остается О₂ (tкип -183^оС).

Физические свойства.

О₂ — бесцветный газ, без запаха и вкуса; t_кип -183^оС; тяжелее воздуха; поддерживает горение; хорошо растворим в воде; в газообразном состоянии имеет синеватый цвет, а в жидком – темно-синий.

Для лучшего усвоения изученного материала посмотрите видео-урок.

Химические свойства.

Молекула кислорода состоит из двух атомов. Химическая связь ковалентная неполярная.Кислород отличает высокая реакционная спо-собность, он окисляет многие вещества уже при комнатной температуре. Если реакции иницииро-вать нагреванием, освещением, ката-лизатором, они протекают очень бурно и сопровождаются выделением боль-шого количества тепла. Особенно сильным окислителем является жидкий кислород: пропитанная им вата при под-жигании мгновенно сгорает. Некоторые летучие органические вещества само-произвольно 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.

Взаимодействие c металлами: в результате реакции образуется оксид этого металла: 4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃; 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄.

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.

Взаимодействие с некоторыми сложными веществами.   В этом случае образуются оксиды элементов, из которых состоит молекула сложного вещества: 2CuS + 3O₂ = 2CuO + 2SO₂;       2H₂S + 3O₂ = 2SO₂ + 2H₂O       СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О.       C₂H₅OH + 3O₂ = 3CO₂ + 3H₂O

Кислород – второй по электроотрицательности элемент, поэтому в окислительно-восстановительных процессах он выступает в качестве окислителя. Эти реакции называются горением, т.к. сопровождаются выделением света и тепла. Но есть и другие процессы, в которых выделяется энергия, а свет не выделяется (дыхание — процесс окисления органических веществ в животном и растительном мире). Мед-ленное окисление органических веществ на воздухе называется гниением. 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.

Для лучшего усвоения изученного материала посмотрите видео-урок.

Применение.

Исключительно важна роль кислорода в процессе дыхания человека, животных, растений. Растения поглощают атмосферный кислород. Кислород участвует в процессах дыхания, медленного окисления веществ. Фотосинтез — важнейший процесс для жизни на Земле, в ре-зультате которого растения поглощают углекислый газ и выделяют кислород. Содержание свободного кислорода Земли сохраняется благодаря зелёным растениям, хотя изначально атмосфера нашей планеты была другой. Медленное окисление пищи в нашем организме – источник энергии, жизнь для нашего организма. Оксигемоглобин – это окисленный гемоглобин. Кислород применяют:  в металлургии и химической промышленности, для сварки и резки металлов, для жизнеобеспечения на подводных и космических кораблях, при работе водолазов, пожарных, в медицине – кислородные подушки.

Для закрепления полученных знаний перейдите по ссылке: https://learningapps.org/view28307719 и выполните задания.

СЕРА: способы получения и свойства.

История открытия серы.

Сера встречается в природе в свободном (самородном) состоянии, поэтому она была известна человеку уже в глубо-кой древности. Сера привлекала внимание характерной окраской, голубым цветом пламени и специфическим запа-хом, возникающим при горении (запах сернистого газа). Считалось, что горящая сера отгоняет нечистую силу. В Биб-лии говорится об использовании серы для очищения греш-ников. У человека средневековья запах «серы» ассоции-ровался с преисподней. Применение горящей серы для дезинфекции упоминается Гомером. В Древнем Риме с помо-щью сернистого газа отбеливали ткани. Издавна использовалась сера в медицине — ее пламенем окуривали больных, ее включали в состав различных мазей для лечения кожных заболеваний. Авиценна (Ибн Сина), а затем и европейс-кие алхимики, полагали, что металлы, в том числе золото и серебро, состоят из находящихся в различных соотноше-ниях серы и ртути. Поэтому сера играла важную роль в попытках алхимиков найти «философский камень» и превра-тить недрагоценные металлы в драгоценные.

Нахождение в природе.

Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свобод-ном (самородном) состоянии и связанном виде. Важнейшие природные минералы серы: FeS₂ — железный колчедан или пирит, ZnS — цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS — свинцовый блеск или галенит, HgS — киноварь, Sb₂S₃ — антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера — шестой элемент по содер-жанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обусловливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков.

Физические свойства серы.

Известны три аллотропные модификации серы: ромбическая, моноклинная и пластическая. Наиболее устойчи-вая — ромбическая, именно в такой модификации встречается сера в природе в свободном состоянии. Ромби-ческая сера состоит из циклических моле-кул S₈, в которых атомы серы соединены одинарными ковалентными связями. Такая сера представляет собой твердое кристаллическое вещество желтого цвета. Возможно также образо-вание молекул с большим или меньшим числом атомов серы, но все такие молекулы малоустойчивы. S₈ может существовать в виде двух полиморфных модификаций: стабильной при комнатной температуре ромбической серы и высокотемпературной моноклинной.

В природе встречается самородная сера в ромбической модификации. Ромбическая и моноклинная сера – твёрдые хрупкие вещества жёлтого цвета. Абсолютно чистая сера не имеет запаха. При повышенных температурах в расплаве серы происходит разрыв циклических молекул и образование длинных полимерных цепочек – такая сера называется пластической серой. Пластическая сера имеет тёмный цвет, легко подвержена деформациям, гнётся и растягивается.

Строение атома серы.

На внешнем энергетическом уровне сера имеет шесть электронов, два из них – s-электроны и четыре – p-электроны, следовательно, сера, как и её аналоги, относится к p-элементам. В соединениях с металлами и менее электроотрица-тельными неметаллами сера принимает два электрона и переходит в степень окисления -2. С более электроотрица-тельными неме-таллами сера проявляет положительные степени окисления. В отличие от кислорода сера обладает свободными d-орбиталями, что даёт ей возможность распаривать неподелённые электронные пары и образовывать соединения не только в степени окисления +2, но также в степенях окисления +4 и +6.   

Химические свойства серы.

В нормальных условиях химическая активность серы невелика: при нагревании сера активна, и может быть как окис—лителем, так и восстановителем. Сера проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому сера реагирует с металлами и неметаллами.

При взаимодействии с металлами сера проявляет свойства окислителя, продукты реакции называют сульфидами. С щелочными металлами сера реагирует без нагревания, а с остальными металлами (кроме золота и платины) – только при нагревании: 2Na + S → Na₂S S   +   Fe   →  FeS 3S   +  2Al   →  Al₂S₃ S   +  Hg   →  HgS

С неметаллами: кислородом, фтором, хлором и бромом сера взаимодействует с образованием соединений в положи-тельных степенях окисления, При горении серы на воздухе образуется оксид серы (IV): S  +  O₂  →  SO₂

При взаимодействии серы с галогенами (со всеми, кроме йода  образуются  галогениды серы:   S + Cl₂ → SCl₂ (S₂Cl₂)     S +3F₂ → SF₆

При взаимодействии фосфора и углерода с серой образуются сульфиды фосфора и сероуглерод: 2P + 3S  →  P₂S₃  2P + 5S → P₂S₅   2S + C → CS₂

Нитриды серы известны, но прямым синтезом из простых веществ их получить невозможно.

Со сложными веществами сера реагирует, проявляя окислительные и восстановительные свойства. Сера диспропорционирует при взаимодействии с некоторыми веществами. При взаимодействии с окислителя-ми сера окисляется до оксида серы (IV) или до серной кислоты (если реакция протекает в растворе). Азотная кислота окисляет серу до серной кислоты: S + 6HNO₃ → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O Серная кислота также окисляет серу. Но, поскольку S⁺⁶ не может окислить серу до степени окисления +6, то образуется оксид серы (IV): S    +    2H₂SO₄   →   3SO₂   +   2H₂O

Соединения хлора (бертолетова соль)  также окисляют серу до +4: S +2KClO₃ → 3SO₂ + 2KCl Взаимодействие серы с сульфитами (при кипячении) приводит к образованию тиосульфатов: S + Na₂SO₃ → Na₂S₂O₃ При растворении в щелочах сера диспропорционирует до сульфита и сульфида: S + 6NaOH → Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O При взаимодействии с перегретым паром сера диспропорционирует: 3S + 2H₂O _(пар) → 2H₂S + SO₂

Селен и теллур в целом менее активны, чем сера. Так селен даже со щелочными металлами реагирует только при нагревании, а с кисло-родом взаимодействует только при постоянном нагревании, в то время как сера горит само-поддерживающимся пламенем. В растворах окисление селена и теллура также происходит менее активно, причём, как правило, происходит окисление только до степени окисления +4.

СОЕДИНЕНИЯ СЕРЫ.

Соединения серы в степени окисления –2.

Сера в степени окисления –2 образует сульфиды. Сульфиды металлов можно подразделить на три группы: растворимые в воде BaS, Na₂S, K₂S, нерастворимые в воде, но растворимые в кислотах FeS, MnS; нерастворимые в кислотах CuS, HgS, Ag₂S  и необратимо гидролизуемые водой  Al₂S₃, Cr₂S₃.

Сульфиды получают взаимодействием простых веществ, взаимодействием металлов с сероводородом, а также по реакциям ионного обмена:

Взаимодействие сульфидов первой и второй групп с кислотами приводит к выделению сероводорода – бесцветного газа с неприятным запахом, малорастворимого в воде: CaS  +  2HCl →  CaCl₂  +  H₂S

СЕРОВОДОРОД.

Насыщенный водный раствор сероводорода называют сероводородной водой. Сероводород в воде проявляет слабые кислотные свой-ства. Сероводород — газ, бесцветный, с запахом тухлых яиц, ядовит, растворим в воде (в 1V H₂O растворяется 3V H₂S при н.у.); t°_пл. = -86°C; t°_кип. = -60°С.  Сероводород не только скверно пахнет, он еще и чрезвычайно ядовит. При вдыхании этого газа в большом коли-честве быстро наступает паралич дыхательных нервов, и тогда человек перестает ощущать запах – в этом и заключается смертельная опасность сероводорода.

Получение.

1) H₂ + S  → H₂S↑ (при t) 

2) FeS + 2HCl →  FeCl₂ + H₂S↑ 

 Химические свойства:

В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства (слабая двухосновная сероводородная кислота). Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды (средние) и гидросульфиды (кислые) : Na₂S – сульфид натрия; CaS – суль-фид кальция; NaHS – гидросульфид натрия; Ca(HS)₂ – гидросульфид кальция.

Взаимодействует с основаниями:  H₂S + 2NaOH (избыток) → Na₂S + 2H₂O H₂S (избыток) + NaOH → NaНS + H₂O

Сероводород H₂S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H₂S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет): 2H₂S + O₂ → 2S + 2H₂O. В избытке кислорода: 2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O   

Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей. Бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы: H₂S  +  Br₂  →  2HBr  +   S↓ H₂S  +  Cl₂ → 2HCl  + S↓ Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты: H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl Азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы: H₂S + 2HNO_3(конц.)  →  S + 2NO₂ + 2H₂O При кипячении сера окисляется до серной кислоты: H₂S + 8HNO_3(конц.) → H₂SO₄ + 8NO₂ + 4H₂O Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы. Оксид серы (IV) окисляет сероводород: 2H₂S  +  SO₂  →  3S   +  2H₂О. Соединения железа (III) тоже окисляют сероводород: H₂S  +  2FeCl₃  →  2FeCl₂  +  S  +  2HCl. Бихроматы, хроматы и прочие окислители также  окисляют сероводород до молекулярной серы: 3H₂S+ K₂Cr₂O₇+ 4H₂SO₄→ 3S+Cr₂(SO₄)₃+K₂SO₄+7H₂O 2H₂S   +   4Ag  +  O₂  →  2Ag₂S  +  2H₂O. Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы: H₂S+H₂SO_4(конц.) → S+SO₂+2H₂O либо до оксида серы (IV): H₂S + 3H₂SO_4(конц.)  →  4SO₂ + 4H₂O

Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов: меди, серебра, свинца, ртути, обра-зуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах. Сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах: H₂S + Pb(NO₃)₂ → PbS + 2HNO₃. Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это каче-ственная реакция на сероводород и сульфид-ионы.

Соединения серы  в степени окисления +2.

Сера не образует оксида и фторида в степени окисления +2, но, реагируя с хлором и бромом, образует дихлорид и дибромид. В водных растворах эти соединения необратимо гидролизуются с образованием серы и оксида серы(IV):

При взаимодействии с избытком серы хлорид и бромид серы(II) образуют галогениды серы(I):

При сильном охлаждении хлорид серы(II) может присоединять хлор с образованием хлорида серы(IV):

Соединения серы в степени окисления +4.

В степени окисления +4 сера образует оксид SO₂. Это кислотный оксид, он взаимодействует с основаниями и основными оксидами с образованием солей сульфитов:

Соответствующая им кислота – сернистая. При попытке её выделения из сульфитов действием сильных кислот происходит разложение с выделением сернистого газа:

За счёт обратимого взаимодействия с водой растворы сернистого газа имеют кислую среду:

Соединения серы(IV) могут быть как окислителями, так и восстановителями, поскольку содержат серу в промежуточной степени окисления. Сильные восстановители могут восстановить серу до простого вещества:

В водных растворах сернистый газ и сульфиты являются типичными восстановителями и легко окисляются до серной кислоты и сульфатов:

Однако окисление газообразного оксида серы(IV) до оксида серы(VI) кислородом происходит далеко не так просто, для осуществления этого процесса приходится использовать нагревание и катализатор:

.

Соединения серы в степени окисления +6.

В степени окисления +6 сера образует типичный кислотный оксид SO₃, сильную серную кислоту H₂SO₄  и её соли сульфаты. Оксид серы (VI) и концентрированная серная кислота являются сильными водоотнимающими средствами и сильными окислителями. SO₃ окисляет твёрдые иодиды с образованием свободного иода:

Концентрированная серная кислота окисляет многие неметаллы (обычно при нагревании):

В реакциях концентрированной серной кислоты с металлами не происходит выделения водорода. С малоактивными металлами серная кислота восстанавливается до оксида серы(IV):

С умеренно активными металлами происходит образование серы:

С активными металлами серная кислота восстанавливается до сероводорода:

Холодная серная кислота пассивирует железо, хром, алюминий, бериллий, никель и кобальт. При нагревании они реагируют с выделе-нием сернистого газа. Золото и платина не подвержены действию серной кислоты.

В разбавленных водных растворах серная кислота не является окислителем, но остаётся сильной кислотой, поэтому легко взаимодейст-вует с основаниями, основными оксидами, амфотерными оксидами и гидроксидами, а также с солями, если в ходе взаимодействия вы-падает осадок или выделяется газ.

Серная кислота является продуктом крупнотоннажного производства.

Сульфаты в водных растворах устойчивы и не могут быть восстановлены. Большинство сульфатов хорошо растворимы в воде. Нераст-воримы сульфаты стронция, бария и свинца. Это используется для аналитического определения сульфатов, катионов бария и стронция.

Биологическая роль и применение соединений серы в медицине.

Сера — жизненно необходимый элемент, относится к макроэлементам. Суточная потребность в сере около 4 — 5 г. Она входит в состав многих биомолекул — белков, аминокислот, гормонов, витаминов. Большое количество серы содержится в волосах, костях, нервной ткани.

Аминокислоты, которые содержат серу, в некоторой степени защищают организм от радиационных поражений. Это связано с тем, что свободные радикалы Н*и ОН*, которые образуются в результате радиолиза воды, очень активны, а водородсульфидные группы аминокислот, вступая в реакции, уменьшают их активность.

При взаимодействии серы с органическими веществами организма образуются сульфиды и пентати-оновая кислота, от присутствия которых зависят противомикробные и противопаразитарные свойства серы. Сера входит в состав серной мази, мази Вилькинсона, применяющейся при чесотке, грибковых и других заболеваниях кожи, и жидкости Флеминкса, применяемой для лечения чесотки. В медицинской практике используют очищенную и осажденную серу. Серу очищенную назначают как слабительное, для терапии при прогрессивном параличе и др., при псориазе, чесотке и др. Серу осажденную, или серное молоко — мельчайший бледно-желтый поро-шок, нерастворимый в воде, назначают в тех же случаях и дозах, что и очищенную серу.

Для закрепления полученных знаний перейдите по ссылке: https://learningapps.org/view28307719 и выполните задания.

Ответьте на вопросы теста.

Вариант 1.

1. В VIА группу не входит элемент: а) О                         б) S                             в) Se                                   г) Cr

2. Число электронных слоёв и число валентных электронов в атоме серы соответственно равны: а) 4 и 6                   б) 3 и 6                         в) 2 и 6                              г) 4 и 5

3. Сера проявляет степень окисления +6 в соединении: а) SО₂                             б) H₂SO₃                                 в) SО₃                               г) H₂S

4. С сероводородом взаимодействуют все вещества, указанные в ряду: а) Н₂О, Cu, Cu(OH)₂                                    б) CО₂, HCl, KOH в) SО₃, S, Zn(OH)₂                                     г) О₂, CuCl₂, NaOH

5. Какой из металлов не вытесняет водород из разбавленной серной кислоты? а) магний;       б) медь; в) цинк; г) железо.

6. C образованием газа идёт реакция, схема которой а) Li₂SO₄ + Ba(OH)₂ →                         б) H₂SO₄ + Ca(OH)₂ → в) K₂SO₃ + H₂SO₄ →                           г) H₂S + NaOH→

7. «Вещество обугливает органические вещества, отнимая от них воду. Попадание его на кожу приводит к тяжелым ожогам» – данное высказывание относится к: а) сернистой кислоте;          б) серной кислоте; в) сероводороду;      г) к сернистому газу.

8. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции между концентрированной серной кислотой и медью равен: а) 1                          б) 2                             в) 3                                    г) 4

9. Осуществите превращения: H₂S → SО₂ → Na₂SO₃ → Na₂SO₄. К 3 уравнению составьте сокращённое ионно-молеку-лярное уравнение.

Вариант 2. 

1. У атома серы число электронов на внешнем энергетическом уровне и заряд ядра равны соответственно: а) 4 и + 16;                                           б) 6 и + 32; в) 6 и + 16;                                              г) 4 и + 32.

2. Сколько электронов недостает атому селена для завершения своего внешнего энергетического уровня? а) 2;   б) 6;   в)8;        г) 4.

3. Сера проявляет степень окисления +4 в соединении: а) H₂S;                       б) K₂SO₄;                  в) Na₂SO₃;                    г) SO₃.

4. С оксидом серы (VI) взаимодействуют все вещества, указанные в ряду: а) Н₂О, О₂, NaCl                                 б) CaО, NaCl, Cu(OH)₂ в) CО₂, K₂О, Ca(OH)₂                                   г) H₂О, BaO, NaOH

5. B разбавленной серной кислоте растворяется: а) Cu;                        б) Zn;                     в) Ag;                        г) Au.

6. C образованием осадка идёт реакция, схема которой а) Na₂SO₄ + KCl →                            б) H₂SO₄ + BaCl₂ → в) CuCl₂ + H₂SO₄ →                               г) CuSO₄ + HCl →

7. «Это вещество не растворимо в воде, но хорошо растворяется во многих органических растворителях» – данное высказывание относится к: а) сернистой кислоте;                     б) серной кислоте; в) сероводороду;                                  г) сере.

8. Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении реакции между сероводородом и кислородом равен: а) 4      б) 3 в) 2 г) 1

9. Осуществите превращения: S → H₂S → SО₂ → Na₂SO₃. К 3 уравнению составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение.

Вариант 3.  

1. В атомах элементов VIА группы одинаковое число: а) электронных энергетических уровней;                        б) электронов; в) электронов на внешнем энергетическом уровне;                     г) протонов и нейтронов.

2. Число электронных слоёв и число валентных электронов в атоме селена соответственно равны: а) 4 и 6                         б) 3 и 6                             в) 2 и 6                      г) 4 и 5

3. Минимальную степень окисления сера проявляет в соединении: а) S;                          б) Na₂SO₄;                      в) SO₂;                     г) Н₂S.

4. В сокращенном ионном уравнении реакции серной кислоты с гидроксидом натрия сумма коэффициентов равна: а) 6;   б) 5;    в) 3; г) 4.

5. При действии разбавленной серной кислоты на серебро: а) образуются сульфат серебра(I) и водород;               б) образуются сульфат серебра(I) и вода; в) образуются сульфид серебра(I) и вода;                   г) реакция не идет.

6. С оксидом серы (IV) взаимодействуют все вещества, указанные в ряду: а) Н₂О, О₂, Ca(OH)₂                                б) KОH, Na₂O, Ba(NO₃)₂ в) CО₂, CaО, CaCO₃                                г) H₂S, FeCl₃, Cu(OH)₂

7. «Желтое кристаллическое вещество, которое используют при производстве спичек» – данное высказывание относится к: а) сульфату бария;                            б) сульфиду свинца; в) сероводороду;                                       г) сере.

8. Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении реакции между оксидом серы (IV) и кислородом равен: а) 4                                 б) 3                             в) 2                               г) 1

9. Осуществите превращения: H₂S← СuS → SО₂ → SО₃. К 3 уравнению составьте электронный баланс, назовите окислитель и восстановитель.

Вариант 4.  

1. В атомах элементов подгруппы кислорода одинаковое число: а) электронных энергетических уровней;                  б) электронов на втором энергетическом уровне; в) валентных электронов;                                           г) протонов и нейтронов.

2. Самой большой электроотрицательностью обладает: а) O;                     б) S;                       в) Se;                        г) Te.

3. Окислительные свойства оксид серы(IV) проявляет в реакции: а) SO₂ + NaOH = NaHSO₃;               б) SO₂ + Br₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + 2HBr; в) SO₂ + 2H₂S = 3S + 2H₂O;                          г) 2SO₂ + O₂ = 2SO₃.

4. В сокращенном ионном уравнении реакции сульфата натрия с нитратом бария сумма коэффициентов равна: а) 6;    б) 5;    в) 3;   г) 4. 5. При нагревании медь реагирует c: а) соляной кислотой;                                           б) сероводородной кислотой; в) концентрированной серной кислотой;         г) разбавленной серной кислотой.

6. Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении реакции между цинком и раствором сульфата меди (II) равен: а) 4                             б) 3                                в) 2                               г) 1

7. «Нелетучее, крайне гигроскопичное вещество, при растворении которого в воде выделяется большое количество теплоты» – данное высказывание относится к: а) сернистой кислоте;    б) серной кислоте; в) олеуму;      г) к сероводородной кислоте.

8. Укажите схему возможной реакции: а) Na₂SO₄ + KCl →    б) H₂SO₄ + Li₂SO₄ → в) H₂SO₄(разб.) + Hg →            г) CuSO₄ + NaOH →

9. Осуществите превращения: S → ZnS→ H₂S →SО₂ К 3 уравнению составьте электронный баланс, назовите окислитель и восстановитель

Вариант 5. 

1. Число энергетических уровней и число валентных электронов в атоме серы равны соответственно а) 6 и 4;                             б) 4 и 6;                                 в) 3 и 2;                                   г) 5 и 6.

2. Сера проявляет степень окисления -2 в соединении: а) H₂S;                               б) K₂SO₄;                              в) Na₂SO₃;                               г) SO₃.

3. Реакции полного сгорания сероводорода соответствует схема превращения:

сокращенном ионном уравнении реакции серной кислоты с карбонатом калия сумма коэффициентов равна: а) 6;    б) 5;   в) 3; г) 4.

5. При взаимодействии оксида серы (IV) с раствором гидроксида калия могут образоваться соли: а) K₂SO₄ и KНSO₄;                           б) K₂SO₃ и K₂SO₄; в) K₂SO₃ и KНSO₃;                               г) KНSO₃ и KНSO₄

6. Оксид серы(IV) является: а) основным                     б) кислотным                  в) амфотерным                      г) несолеобразующим

7. «Легкоплавкое вещество, которое очищают от примесей путем плавления» – данное высказывание относится к: а) сульфиду магния;       б) сульфату бария;          в) сероводороду;                   г) сере.

8. Укажите схему возможной реакции: а) Cu + FeSO₄ →        б) H₂SO₄(разб.) + Fe(OH)₂ → в) H₂SO₄(разб.) + Cu →            г) K₂SO₄ + NaOH →

9. Осуществите превращения:

К реакции ионного обмена составьте сокращённое ионно-молекулярное уравнение.

Вариант 6.  

1. Группу элементов – кислород, сера, селен, теллур и полоний – нельзя назвать: а) халькогенами;         б) элементами подгруппы кислорода; в) галогенами;    г) элементами VIа группы.

2. Сера проявляет степень окисления -2 в соединении: а) SO₂;                                б) Н₂SO₃;                           в) К₂SO₃₂;                          г) СS₂

3. Взаимодействию концентрированной серной кислоты с медью соответствует схема превращения:

4. В сокращенном ионном уравнении реакции серной кислоты с гидроксидом алюминия сумма коэффициентов равна: а) 3;  б) 4;  в) 5; г) 8.

5. Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ: а) вода и хлороводород;                     б) оксид кальция и гидроксид натрия; в) кислород и оксид магния;                   г) вода и медь.

6. Практически осуществима реакция между раствором сульфита натрия и растворами: а) нитрата лития;                            б) нитрата аммония; в) хлорида натрия;                         г) азотной кислоты.

7. «Вещество с резким характерным запахом воспламеняющейся спички» – данное высказывание относится к: а) сернистому газу;                        б) хлороводороду; в) сероводороду;                            г) оксиду серы(VI).

8. Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении реакции между сероводородом и кислородом равен: а) 4   б) 3   в) 2   г) 1

9. Осуществите превращения: S → SО₂ → Na₂SO₃ → SО₂. К 1 уравнению составьте электронный баланс, назовите окислитель и восстановитель.

КРАТКАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ОКСИДОВ НЕМЕТАЛЛОВ и соответствующих им ГИДРОКСИДОВ.

Оксиды неметаллов делятся на две группы: несоле­образующие и солеобразующие оксиды.

Кислотные оксиды — это ангидриды кислот. На­пример: СO₂ — ангидрид угольной кислоты Н₂СO₃, Р₂O₅ — ангидрид фосфорной кислоты Н₃РO₄.

В оксидах неметаллов элемент-неметалл имеет положительные степени окисления, причём этих степеней окисления может быть несколько и тогда неметалл может образовывать несколько оксидов. Сера в степени окисления плюс четыре образует оксид серы четыре, в степени окисления плюс шесть – оксид серы шесть, азот также имеет несколько степеней окисления.

Так, азот в степени окисления плюс один образует оксид азота один, азот в степени окисления плюс два образует оксид азота два, азот в степени окисления плюс три – оксид азота три, в степени окисления плюс четыре – оксид азота четыре, в степени окисления плюс пять – оксид азота пять.

Чем выше степень окисления элемента-неметалла в оксиде, тем сильнее кислотный характер оксида. Так кислотные свойства оксида серы шесть выражены сильнее, чем оксида серы четыре.

Тоже самое наблюдается в ряду оксидов азота: начиная с оксида азота один до оксида азота пять идёт усиление кислотных свойств оксидов, так как увеличивается степень окисления элемента-неметалла.

Все кислотные оксиды, кроме SiO₂, растворяются в воде. При растворении кислотных оксидов в воде об­разуются гидраты оксидов — гидроксиды, которые по своему характеру являются кислотами, например: N⁺⁵₂0₅ + Н₂0 = 2HN⁺⁵0₃  азотная кислота Если неметалл образует две или более кислородсо­держащие кислоты, то сила этих кислот увеличивается с увеличением степени окисления.

Оксиды неметаллов – это соединения с полярной ковалентной связью. Кристаллические решётки у этих оксидов могут быть молекулярные, как у оксида углерода четыре, оксида серы шесть, и атомные, как у оксида кремния четыре.

По периоду слева направо усиливается кислотный характер оксида. Так у оксида серы шесть кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида кремния четыре, так как по периоду также увеличивается высшая степень окисления элементов-неметаллов в соединениях.

В группах главных подгруппах сверху вниз кислотный характер оксидов ослабевает, поэтому в пятой A группе кислот-ные свойства оксида азота пять будут выражены сильнее, чем у оксида мышьяка пять. Так как в группе сверху вниз увеличивается радиус иона неметалла, но степень окисления не изменяется.

Таким образом, все солеобразующие оксиды, образованные неметаллами, обладают кислотными свойствами, а сила кислотного оксида зависит от степени окисления неметалла и его радиуса атома.

Оксидам неметаллов соответствуют гидроксиды – кислородсодержащие кислоты. Изменение силы кислоты зависит от степени окисления неметалла, радиуса атома. Например, оксидам азота три и пять соответствуют кислоты – азотис-тая и азотная. Азотная кислота является более сильной, чем азотистая и-за того, что в азотной кислоте степень окис-ления азота плюс пять, а в азотистой плюс три.

Кислотные свойства оксидов хлора также усиливаются с увеличение степени окисления атома хлора, поэтому и сила кислоты, которой соответствует данный оксид, также будет увеличиваться. Поэтому в ряду от хлорноватистой до хлор-ной кислоты идёт увеличение силы кислоты.

Таким образом, в периодах слева направо идёт увеличение заряда ядра атома неметалла, поэтому наблюдается усиление кислотных свойств гидроксидов, образованных оксидами неметаллов.

Например, хлорная кислота является более сильной, чем кремниевая, потому что степень окисления хлора в хлорной кислоте плюс семь, а кремния в кремниевой кислоте плюс четыре, а радиус иона неметалла уменьшается от кремни-евой до хлорной кислоты.

В группах сверху вниз кислотный характер гидроксидов, образованных оксидами неметаллов, ослабевает. Например, серная кислота является более сильной, чем тэллуровая, так как радиус иона неметалла в этом ряду возрастает, а степень окисления неметалла не изменяется, и остаётся плюс шесть.

Все оксиды и гидроксиды, образованные элементами в максимальной степени окисления всегда окислители. Так, в реак-ции оксида серы шесть с сероводородом сера в степени окисления плюс шесть понижает свою степень окисления до плюс четырёх, поэтому оксид серы шесть выступает в роли окислителя, в реакции серной кислоты с медью, серная кислота также является окислителем, потому что сера понижает свою степень окисления с плюс шести до плюс четы-рёх.

Если же в оксиде или гидроксиде элемент-неметалл проявляет промежуточную степень окисления, то эти соедине-ния могут быть и окислителями, и восстановителями.

Так, в реакции оксида серы четыре с кислородом образуется оксид серы шесть. Оксид серы четыре в данной реакции является восстановителем, так как сера повышает свою степень окисления с плюс четырёх до плюс шести. В реакции оксида серы четыре с сероводородом, образуется сера и вода. В этой реакции оксид серы четыре является окислите-лем, так как сера понижает свою степень окисления с плюс четырёх до нуля.

ЭЛЕМЕНТЫ VIIA группы-галогены.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА ГАЛОГЕНОВ.

Строение атомов галогенов.

VIIA-подгруппа периодической системы (главная подгруппа) объединяет элементы, носящие общее название галогенов (солероды): фтор F, хлор Сl, бром Вr, йод I, астат At (получен искусственным путём).Галогены относятся к р-элементам, т.к. в их атомах электронами заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя: ns²np⁵ . Так как у атомов галогенов на внешнем электронном слое имеется 1 неспаренный электрон, то для них характерна валентность I. Спаренные электроны атома фтора из-за отсутствия d-орбиталей возбудить невозможно. В связи с этим ва­лентность фтора может быть не больше 1; в то же время спарен­ные электроны у атомов остальных гало-генов возбуждению под­даются, и валентность их можно повысить до 3, 5 и даже 7. Так что в соединениях с кислородом степень окисле-ния галогенов, за ис­ключением фтора, выражается окислительными числами +3, +5, + 7. Единственный валентный электрон в атоме фтора настолько прочно связан с ядром, что оттянуть его при воздействии на него других атомов невозможно. В силу этого фтор в соединениях всегда проявляет степень окисления -1. Такова же степень окисления остальных галогенов в соединениях с менее электро-отрицательны­ми элементам.

Строение вещества: вид химической связи, тип кристаллической решетки, агрегатное состояние цвет.

Молекулы простых веществ-галогенов при обычных условиях двухатомны — Г₂, все они имеют характерный запах и ядовиты. В подгруппе сверху вниз с ростом порядкового номера изменяются физические свойства простых веществ: температура кипения и плавления, агре-гатное состояние. Изменение структуры электронной оболочки (увеличение числа энергетических уровней) атомов галогенов вызывает последова­тельное и закономерное изменение их свойств: меняются  интенсивность окраски и агрегатное состояние. В твердом состо-янии галогены имеют кристаллическую решетку молекулярного типа.  Поэтому они легкоплавки и летучи. Температуры плавления и ки­пения резко повышаются от фтора к йоду. В таком же направлении наблюдается и увеличение плотности галогенов.

Химические свойства.

Галогены-типичные металлы. Для них характерно максимальное сродство к электрону и наибольшее значение электроотрицательности. Именно поэтому они легко присоединяют недостающий до октета электрон и проявляют окислительные свойства. Г⁰-1ē = Г^-1 , Г₂⁰ — 2ē = 2Г^-1

На первом месте по окислительной способности среди всех из­вестных элементов стоит фтор. Он непосредственно образует соеди­нения почти со всеми элементами и даже с некоторыми благород­ными газами (ксенон, криптон). Элементарный фтор непосредст­венно не окисляет лишь кислород и азот, хотя соединения этих элементов с фтором известны. Почти все элементарные вещества воспламеняются в атмосфере фтора. Хлор — очень активный окисли-тель, хотя и уступает фтору. Бром по окислительной способности уступает хлору, соединяет­ся непосредственно со многими металлами и неметаллами. Так, фосфор и алюминий вспыхивают в парах брома. Йод как окислитель менее активен по сравнению с хлором и бромом. Однако и он энергично   соединяется    со многими    метал­лами. Взаимодействие с металлами: Сu + Сl₂ = СuСl₂ (хлорид меди (II)).  Взаимодействие с неметаллами: при обычных условиях фтор реагирует с водородом в темноте со взрывом, взаимодействие хлора с водородом протекает на ярком солнечном свету, бром и водород взаимодействуют только при нагревании, а иод с водородом реаги-рует при сильном нагревании (до 350°С), этот процесс обратимый.  Уравнение реакций взаимодействия галогенов с водородом выглядит идентично: Н₂ + Сl₂ = 2 НСl (хлороводород);     Галогены реагируют с некоторыми менее электроотрицательными неметаллами:  Si + 2 Сl₂ = SiCl₄ (хлорид кремния (IV)); 2Р + 5Сl₂ = 2 РСl₅ (хлорид фосфора (V)).

С кислородом, углеродом и азотом хлор в непосред­ственное взаимодействие не вступает.

Взаимодействие с водой:

По отношению к воде фтор ведет себя агрессивно: вода загора­ется в струе фтора, направленной на ее поверхность. Реакция про­текает по уравнению: 2H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂

Другие галогены относятся к воде более спокойно. Раствор хлора в воде называется хлорной водой, которая обладает белящими свой-ствами. Хлор медленно реагирует с водой, образуя хлороводород  НСl  и хлорноватистую кислоту НСlО: Cl₂ + Н₂О = HCl + НСlO.  

 Хлорноватистая кислота  постепенно распадается на хлороводород и кислород: 2НСlO = 2НСl + O₂

Взаимодействие со щелочами:                        

При взаимодействии хлора с холодными растворами щелочей образуются соответствующие соли этих кислот: Сl₂ + 2 NaOH = NaCl + NaCIO + Н₂О.                  

Полученные  растворы  называются  жавелевой  водой, которая, как и хлорная вода, обладает сильными окислительными свойствами и применяется для отбеливания тканей и бумаги.      

Взаимодействие с солями других галогенов: активный галоген вытесняет менее активный из его солей: 2NaCl + F₂ = 2NaF + Cl₂

Получение галогенов.

В лабораторных условиях хлор получают действием концентрированной соляной кислоты на различные окислители, например, диоксид марганца (при нагревании), перманганат калия или бертолетову соль: МnО₂ + 4НСl = МnСl₂ + Сl₂ + 2Н₂О;  2КМnО₄ + 16НСl = 2КСl + 2МnСl₂ + 5Сl₂ + 8Н₂О;    КСlO₃ + 6НСl = КСl + 3Сl₂ + 3Н₂О.                   

В промышленности хлор получают электролизом растворов или расплавов хлоридов щелочных металлов:   2NaCl   →  2Na + Cl₂  

Фтор получают электролизом расплава гидрофторида калия: 2KHF₂  →  2K + H₂ + 2F₂

Бром можно получить окислением ионов Br^– сильными окислителями: окисление бромоводорода хлором: 2HBr +  Cl₂ → Br₂   +  2HCl Соединения марганца (оксид марганца (IV)) окисляют бромид-ионы: MnO₂   +   4HBr   →   MnBr₂   +   Br₂ + 2H₂O

Йод получают окислением ионов I^– сильными окислителями, хлор окисляет йодид калия: 2KI +  Cl₂   →   I₂   +  2KCl Соединения марганца (оксид марганца (IV) в кислой среде) также окисляют йодид-ионы: 2KI + MnO₂ + 2H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄+ MnSO₄+ 2H₂O

Качественная реакция на галогенид – ионы:  AgNO₃ + KCl = KNO₃ + AgCl (выпадение белого творожистого осадка, АgBr – бледно-желтый, AgI – ярко желтый).

ГАЛОГЕНОВОДОРОДЫ.

Это едкие газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде:  (HF, HCl, HBr,HI). Галогеноводородные кислоты образуются при растворении галогеноводородов в воде: фтороводородная   кислота  (плавиковая) HF.  хлороводородная кислота (соляная) HCl .                               бромоводородная кислота HBr.                                            йодоводородная кислота HI.

Йодоводородная кислота является самой сильной из всех бескислородных кислот, это объясняется тем, что с увеличением заряда ядра атома увеличиваются атомные радиусы атомов и связь Н-Г ослабляется.

Кислородсодержащие соединения галогенов неустойчивы и получаются косвенным путём. Наиболее устойчивыми являются соли кислородсодержащих кислот. Галогены в них, кроме фтора, проявляют положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7. В ряду кислородсодержащих кислот НСlO → НСlO₂ → НСlO₃ → НСlO₄ наблюдается усиление кислотных свойств.

Оксокислоты – сильные окислители. Их окислительные свойства усиливаются с уменьшением степени окисления и атомного номера галогена (при одинаковой степени окисления).

Выполните задание самостоятельно, ответьте на вопросы теста.

Вариант 1.

1. Химический элемент с атомным номером 17:    а) хлор                                    б) фтор                                             в) бром

2. Хлор – химически активный:    а) неметалл                           б) металл                                        в) раствор

3. В этом году атомная масса хлора была с высокой точностью определена шведским химиком Берцелиусом:    а) 1886                                      б) 1926                                             в) 1826

4. Температура кипения хлора:    а) −44 °C                                  б) −34 °C                                       в) 34 °C

5. Плотность хлора (газ, н.у.):    а) 3,214 г/л                            б) 2,214 г/л                                    в) 4,214 г/л

6. Критическое давление хлора: а) 86 атм                                б) 76 атм                                        в) 96 атм

7. Порог восприятия запаха в воздухе равен:   а) 1-1,5 мг/м³                           б) 2—3 мг/м³                                   в) 5-6 мг/м³

8. С кислородом хлор образует:     а) диоксиды                           б) оксиды                                       в) нитриты

9. При реакции с монооксидом углерода образуется:     а) оксид                                  б) фторид                                         в) фосген

10. Хлор – очень сильный:     а) растворитель                     б) заместитель                                 в) окислитель

11. Не­ме­тал­ли­че­ские свой­ства про­стых ве­ществ в ряду I-Br-Cl-F    а) не изменяются         б) ослабевают                    в) усиливаются

12.  Ве­ще­ства, которые взаимодействуют с бромом:    а) раствор хлорида натрия и вода           б) водород и алюминий       в) оксид углерода (II) и медь

13. Не­об­ра­ти­мое про­те­ка­ние ре­ак­ции ион­но­го об­ме­на между рас­тво­ра­ми нитрата серебра и хлорида калия обу­слов­ле­но вза­и­мо­дей­стви­ем ионов:    а) K⁺ и  NO₃^―                               б) Ag⁺  и NO₃^―                                                        в) Ag⁺ и Cl^―

14. Опре­де­ли­те вещества X и Y, необходимые для осуществления следующих превращений   X →Y→NaBr→ Br₂→ KBr    а) Cl₂ и KI                                б) Cl₂ и KCl                                            в) I₂ и KI

15. Уста­но­ви­те со­от­вет­ствие между формулами кислот и соответствующих им кислотных оксидов

Формула кислоты	Формула оксида
A) HClO	1) Cl2O
Б) HClO4	2) Cl2O5
B) HClO3	3) Cl2O3
	4) Cl2O7

Вариант 2.

1. Простое вещество хлор при нормальных условиях – ядовитый газ такого цвета:
    а) желтовато-синего                б) желтовато-зелёного                в) желтовато-красного

2. Входит в группу:     а) кислот                                  б) щелочей                                      в) галогенов

3. Самые большие запасы хлора содержатся в составе солей:     а) рек                  б) вод морей и океанов               в) озер

4. Температура плавления хлора:     а) −100 °C                              б) −10 °C                                         в) 100 °C

5. Теплоёмкость хлора (298 К, газ):     а) 14,94 Дж/(моль•K)              б) 24,94 Дж/(моль•K)                    в) 34,94 Дж/(моль•K)

6. Газообразный хлор относительно легко:     а) испаряется                           б) воспламеняется                         в) сжижается

7. Хлор непосредственно реагирует почти со всеми:     а) щелочами                            б) металлами                                в) кислотами

8. При реакции с фтором образуется:     а) нитраты                               б) нитриты                                      в) фториды

9. Хлорированием сухого гидроксида кальция получают:     а) не гашеную известь           б) хлорную известь                 в) гашеную известь

10. Химические методы получения хлора:     а) малоэффективны            б) эффективны                                 в) небезопасны

11. Молекулярную кристаллическую решетку имеют оба вещества      а) F₂ и Cl₂                           б) Cl₂ и KCl                              в) Br₂ и NaBr

12. Пара веществ, с каждый из которых взаимодействует соляная кислота     а) медь и нитрат бария       б) нитрат Ag и оксид S (IV)             в) оксид Zn и нитрат Ag

13. Раствор, с помощью которого можно обнаружить бромид-ион:    а) гидроксид калия              б) соляная кислота             в) нитрат серебра

14. Схеме превращений I⁰→ I^― соответствует уравнение химической реакции:   а) Br₂ + 2KI=I₂ + KBr    б) H₂ + I₂ =2HI в) Cl₂ + 2KI=I₂ + 2KCl

15. В ряду хи­ми­че­ских эле­мен­тов Br- Cl- F:   а) уменьшается атом­ный ра­ди­ус б) воз­рас­та­ет выс­шая сте­пень окис­ле­ния   в) уве­ли­чи­ва­ет­ся зна­че­ние элек­троот­ри­ца­тель­но­сти г) уве­ли­чи­ва­ют­ся ос­нов­ные свой­ства об­ра­зу­е­мых гид­рок­си­дов    д)умень­ша­ет­ся число элек­тро­нов на внеш­нем уров­не

Вариант 3.

1. Хлор:     а) легче воздуха                        б) весит как воздух                     в) тяжелее воздуха

2. Молекула хлора:     а) одноатомная                         б) двухатомная                         в) трехатомная

3. В природе встречаются столько стабильных изотопа хлора:    а) 1                                             б) 3                                               в) 2

4. Температура разложения (диссоциации на атомы) хлора:     а) ~14 °C                                   б) ~1400 °C                                в) ~140 °C

5. Критическая температура хлора:    а) 144 °C                                  б) 44 °C                                        в) 344 °C

6. При температуре ниже −101 °C жидкий хлор кристаллизуется в такую решётку:
   а) кристаллическую                 б) орторомбическую                в) металлическую

7. На свету или при нагревании активно реагирует (иногда со взрывом) с:    а) водородом              б) кислородом               в) водой

8. Хлор вытесняет бром и иод из их соединений с водородом и:    а) щелочами                             б) металлами                        в) кислотами

9. Действием хлора на аммиак можно получить:    а) трихлорид азота                б) дихлорид азота                       в) хлорид азота

10. Сегодня хлор в промышленных масштабах получают вместе с:    а) гидроксидом кальция         б) гидроксидом натрия            в) гидроксидом калия

11. В каком со­еди­не­нии сте­пень окис­ле­ния хлора равна +7?    а) HCl                                       б) Cl₂O                                         в) KClO₄

12. Фтор F₂ в ходе химических реакций может проявлять свойства   а) восстановительные             б)окислительные             в)окислительные и восстановительные

13. В лаборатории хлор получают взаимодействием:   а) соляной кислоты и оксида кремния             б) соляной кислоты и оксида марганца (IV)   в) хлорида натрия и оксида марганца (IV)

14.Верны ли суж­де­ния о свойствах галогенов? А. Химическая активность галогенов от фтора к йоду уменьшается.   Б. Все галогены являются сильными токсическими веществами.    а) верно толь­ко А                    б) верно толь­ко Б                     в) верны оба суж­де­ния

15. Для хлора верны сле­ду­ю­щие утвер­жде­ния:    а) яв­ля­ет­ся жидкостью при н.у.          б) молекула состоит из двух атомов в) не ядо­вит              г) плохо рас­тво­рим в воде   д) всту­па­ет в ре­ак­цию с се­реб­ром

ЭЛЕМЕНТЫ VА группы — пниктогены.

Пниктогены-химические элементы, расположенные в пятой группе, главной подгруппе периодической системы. К ним относятся: азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут. Азот, фосфор и мышьяк являются неметаллами, а сурьма и висмут — металлы.

ОБЩАЯ ХАРАКТЕРИСТИКА.

Электронное строение.

Все элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как не-металлы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атома ns²np³ и могут проявлять в соединениях степени окисления от −3 до +5.  

                                           

Физические свойства.

Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют  металли-ческие свойства, вис-мут — типичный металл. Это объясняется тем, что начиная с третьего периода (фосфор) эле-менты объединяются в большие полимер-ные молекулы. Такое изменение молекулярной структуры при переходе от азота к фосфору и вызывает резкое изменение агрегатных состояний веществ.

С ростом радиуса элемента, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типич-ного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Фосфор — неметалл, в чистом виде имеет 4 аллотропные модификации: 1. Белый фосфор — самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P₄, форма молекулы — тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин, легко режется ножом и деформируется от небольших усилий. Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение), ядовит. 2. Красный фосфор — представляет собой полимер со сложной структурой. Имеет формулу P_n. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии — тёмно-фиолетовый с медным оттенком. Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется,  но самовоспламеняется при трении или ударе. Это свойство используется при изготовлении спичек,  ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого. 3.Чёрный фосфор — это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора,  чёр-ное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и похожее на графит,  не растворимо в воде и органических растворителях,  проводит электрический ток и, аналогично кремнию, имеет свойства полупроводника. 4. Металлический фосфор — имеет плотную и инертную металлическую структуру, очень хорошо проводит электрический ток.

Мышьяк — представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета, существует в нескольких аллотропных модификациях. Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический или серый мышьяк, который обладает металлической электрической проводимостью.

Сурьма —  полуметалл серебристо-белого цвета с синеватым оттенком, грубозернистого строения. Известны четыре металлических алло-тропных модификаций сурьмы и три аморфные модификации (жёлтая, чёрная и взрывчатая сурьма). Сурьму добавляют в некоторые сплавы для придания им твердости (типографский металл). Соединения сурьмы похожи по химическим свойствам на соединения мышь-яка, но отличаются более выраженными металлическими свойствами.

Висмут — тяжёлый серебристо-белый металл с розоватым оттенком. Со временем покрывается тёмно-серой оксидной плёнкой. Наряду со свинцом и оловом входит в состав большинства легкоплавких припоев и сплавов.

Химические свойства

С водородом элементы подгруппы азота образуют соединения типа RH₃ (аммиак NH₃, фосфин PH₃, арсин AsH₃), в которых проявляют степень окисления -3, с кислородом образуют оксиды, проявляя различные степени окисления (азот может изменять их от +1 до +5). Высшие оксиды имеют общую формулу R₂O₅, которому соответствуют кислоты состава HRO₃ и H₃RO₄ (все элементы, кроме азота). Азот в соединениях с высшей степенью окисления является сильным окислителем.

АЗОТ.

Азот (лат. nitrogenium) в свободном состоянии газ без цвета и запаха, основной компонент атмосферы Земли (78,09% по объему или 75,6% по массе, всего около 4·10¹⁵ т). Мы живем в азотной атмосфере, умеренно обогащенной кислородом и в малых количествах дру-гими химическими элементами. В космосе он занимает 4-е место вслед за водородом, гелием и кислородом. В живых организмах его до 0,3% в виде соединений. Растения, получая азот из почвы в виде минеральных солей, используют его для синтеза белков, витаминов и других жизненно важных веществ. Азот относится к органогенам, наряду с углеродом, водородом и кислородом – элементы, которые чаще всего содержатся в органических веществах. Все важнейшие части клеток (протоплазма и ядро) построены из белковых веществ. Без белка нет жизни, а без азота нет белка.

Строение молекулы азота — N₂.

Физические свойства.

Свободный азот несколько легче воздуха. Он плохо растворим в воде. Прочность молекулы азота велика. Даже при 3300°С только одна из тысяч молекул N₂ распадается на атомы. Поэтому свободный азот в обычных условиях инертен к большинству веществ.

Химические свойства.

Для того чтобы азот вступил в химическую реакцию, требуется предварительная активация его молекул путем нагревания, облучения, действие катализатора или другими способами.

Из металлов свободный азот реагирует в обычных условиях только с литием, образуя нитрид: 6Li + N₂ = 2Li₃N С Na, Ca, Mg реакция идет только при нагревании. С кислородом азот взаимодействует только в электрической дуге (или при грозовом разряде в атмосфере): N₂ + O₂ = 2NO С водородом реакция идет при нагревании (t ≈ 450-500⁰С), под давлением и в присутствии катализатора N₂ + 3H₂ = 2NH₃

Пропуская азот через раскаленный кокс можно получить (дициан) – соединение азота с углеродом N ≡ C — C ≡ N. С другими неметаллами кроме бора свободный азот не реагирует.

Причина инертности молекулярного азота – крайне прочная ковалентная неполярная связь. Два атома в молекуле удерживаются одной σ — связью и двумя π- связями, т.е. связи в молекуле азота неравноценны. На разрушение молекулы азота на атомы затрачивается большое количество энергии: N₂ = 2N ∆H⁰ = 946 кДж/моль

Получение азота.

В промышленности – сжижением воздуха с выделением фракций азота. В лаборатории разложением нитрита аммония или азида натрия: NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O 2NaN₃ = 3N₂ + 2Na или 2NH₃ + 3Br₂ = N₂ + 6HBr

Выполните задания.

Задание №1. Распределить, какие из свойств — принадлежат азоту. Данные с номерами свойств занесите в таблицу. 1. Не имеет запаха. 2. Имеет запах. 3. Горит в кислороде. 4. Взаимодействует с кислотами с образованием солей. 5. В молекуле между атомами ковалентная неполярная связь. 6. В молекуле между атомами ковалентная полярная связь. 7. В воздухе не горит. 8. Степень окисления азота -2. 9. Мало растворим в воде. 10. Содержание  в воздухе 78%.

Задание №2. Соотнести формулы и названия веществ. 1. NO     А) оксид азота (III) 2. NH₃                                                   Б) нитрат натрия 3. N₂O₃                                               В) оксид азота (II) 4. NaNO₃                                              Г) нитрид лития 5. NO₂                                                       Д) оксид азота (V)                                                               Е) оксид азота (IV)                                                      Ж) аммиак

Задание №3. Определите степени окисления азота в соединении и занесите в таблицу: А) N₂    Б) NO₂    В) N₂O₃     Г) NO    Д) HNO₃    

АММИАК (NH₃).

Строение молекулы.

Электронная формула молекулы:  из четырёх электронных пар при азоте три общие (для азота и водорода) и одна неподелённая (азота).

Физические свойства.

Бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в 2 раза легче воздуха. Раствор аммиака в воде называется  аммиачной водой  или  нашатырным спиртом. При кипячении растворённый аммиак улетучивается из раствора: NH₃ + Н₂О = NH₄ОН

Получение аммиака.

В промышленности: Синтез – N₂ + 3Н₂ = 2NН₃ + Q (Р, катализатор, t-оптимальная) В лаборатории: 2NН₄Cl _т. + Ca(ОН)_2 т. = CaCl₂ + 2NН₃ + 2Н₂О (t-ра)

Химические свойства.

Как основание, аммиак взаимодействует с кислотами в растворе и в газовой фазе с образованием солей аммония. Аммиак реаги-рует с серной кислотой с образованием либо кислой соли – гидросульфата аммония (при избытке кислоты), либо средней соли – сульфата аммония (при избытке аммиака): NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄ 2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Аммиак взаимодействует с водным раствором углекислого газа с образованием карбонатов или гидрокарбонатов аммония: NH₃ + H₂O + CO₂ → NH₄HCO₃ 2NH₃ + H₂O + CO₂ → (NH₄)₂CO₃

В газовой фазе аммиак реагирует с летучим хлороводородом. При этом образуется густой белый дым – это выделяется хлорид аммония: NH₃ + HCl → NH₄Cl

В качестве основания, водный раствор аммиака реагирует с растворами солей тяжелых металлов, образуя нерастворимые гидроксиды. Водный раствор аммиака реагирует с сульфатом железа (II) с образованием сульфата аммония и гидроксида железа (II): FeSO₄  + 2NH₃  + 2H₂O  →  Fe(OH)₂  + (NH₄)₂SO₄

Соли и гидроксиды меди, никеля, серебра растворяются в избытке аммиака, образуя комплексные соединения – аминокомплек-сы. Хлорид меди (II) реагирует с избытком аммиака с образованием хлорида тетрамминомеди (II): 4NH₃ + CuCl₂ → [Cu(NH₃)₄]Cl₂ Гидроксид меди (II) растворяется в избытке аммиака: 4NH₃ + Cu(OH)₂ → [Cu(NH₃)₄](OH)₂

Аммиак горит на воздухе, образуя азот и воду: 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O если реакцию проводить в присутствии катализатора (Pt), то азот окисляется до NO: 4NH₃  + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

За счет атомов водорода в степени окисления +1 аммиак может выступать в роли окислителя в реакциях с щелочными, щелочно-земельными металлами, магнием и алюминием. С металлами реагирует только жидкий аммиак. Жидкий аммиак реагирует с  натрием с образованием амида натрия: 2NH₃ + 2Na → 2NaNH₂ + H₂ Также возможно образование Na₂NH — имида натрия,  Na₃N — нитрида натрия.

При взаимодействии аммиака с алюминием образуется нитрид алюминия: 2NH₃ + 2Al → 2AlN + 3H₂

За счет азота в степени окисления -3 аммиак проявляет восстановительные свойства и взаимодействует с сильными окислите-лями — хлором, бромом, пероксидом водорода, пероксидами и оксидами некоторых металлов. При этом азот окисляется до простого вещества. Аммиак окисляется хлором до молекулярного азота: 2NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6HCl . Пероксид водорода тоже окис-ляет аммиак до азота: 2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂ + 6H₂O. Оксиды металлов, которые в электрохимическом ряду напряжений металлов расположены справа — сильные окислители. Поэтому они также окисляют аммиак до азота, оксид меди (II) окисляет аммиак: 2NH₃ + 3CuO → 3Cu + N₂ + 3H₂O.

Биологическая роль и применение аммиака. Водные растворы аммиака – вещь в хозяйстве очень нужная: с их помощью отмывают и отстирывают застарелую грязь, выводят жирные пятна на стекле и фарфоре, приводят в порядок золотые и серебряные ювелир-ные изделия, а иногда добавляют в жидкость для мытья оконных стекол.Нашатырный спирт, который продается в аптеках, — это 5-10%-ный раствор аммиака в воде. В технике используется и более крепкий раствор аммиака (его максимальная концентрация составляет 25%).

СОЛИ АММОНИЯ.

Соли аммония – сложные вещества, состоящие из катионов аммония и анионов кислотного остатка: хлорид аммония, нитрат аммония, сульфат аммония, карбонат аммония и др.

Название «аммоний» предложил в 1808 го­ду знаменитый английский химик Хэмфри Дэви. Латинское слово ammonium когда-то означало: соль из Аммонии. Аммония — область в Ливии. Там находился храм египетского бога Амона, по имени которого и называли всю область. В Аммонии издавна получали аммонийные соли (в первую очередь нашатырь), сжигая верблю­жий навоз. При распаде солей получался газ, который сейчас на­зывают аммиаком. С 1787 году (в том самом году, когда был принят термин «азот») комиссия по химической номен-клатуре дала этому газу имя ammoniaque (аммониак). Русскому химику Я. Д. Захарову это название показалось слишком длинным, и в 1801 году он ис­ключил из него две буквы. Так получился аммиак.  При диссоциации эти соли в растворах дают сложный катион аммония с за-рядом 1+ (NH₄⁺).

Соли аммония похожи на соли калия, так как радиусы ионов калия и аммония близки по размерам.

Физические свойства.

Соли аммония по внешнему виду очень похожи на соли щелочных металлов — это белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства.

Взаимодействуют с солями: NH₄Cl + AgNO₃ ↔ NH₄NO₃ + AgCl NH₄⁺+ Cl^— + Ag⁺ + NO₃^— ↔ NH₄⁺ + NO₃^— + AgCl Cl^— + Ag⁺ ↔ AgCl (NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ ↔ 2NH₄Cl + BaSO₄ 2NH₄ ⁺+SO₄^2- + Ba²⁺ +2Cl ^— ↔ 2NH₄ ⁺ +2Cl ^— + BaSO₄ SO₄^2- + Ba²⁺ ↔ BaSO₄

Взаимодействуют с кислотами:  (NH₄ )₂СО₃ + 2HCl ↔ 2NH₄Cl + CO₂ + H₂O 2NH₄ ⁺ +СО₃^2- + 2H ⁺+2Cl^— ↔ 2NH₄ ⁺ + 2Cl^— + CO₂ + H₂O СО₃^2- + 2H ⁺ ↔ CO₂ + H₂O

Взаимодействуют со щелочами: NH₄Cl+ NaOH ↔NH₃ + H₂O + NaCl

Соли аммония взаимодействуют со щелочами в водных растворах, если в результате реакции выделяется газ. Более того, взаимо-действие со щелочами – это качественная реакция на соли аммония (признак реакции: выделение газа с характерным запахом, окрашивающий влажную лакмусовую бумажку в синий цвет).

Термическое разложение солей аммония: NH₄Cl↔ NH₃ + HCl Эта реакция разложения протекает без изменения степени окисления элементов.

Еще одной качественной реакцией на соли аммония является разложение сухих солей при нагревании с выделением газообразного аммиака.

Применение солей аммония .

1. в пиротехнике, при взрывных работах (разложение при нагревании);
2. в хлебопечении и кондитерской промышленности (разрыхлители теста – карбонат и гидрокарбонат аммония);
3. в сельском хозяйстве — удобрения (питательные вещества)
4. при паянии металлов (нашатырь — хлорид аммония)
5. электролит в сухих элементах (хлорид аммония).

Знаете ли вы, что теннисные мячи не надувают, а вводят в них специальные вещества – «вздуватели». Это вещества, которые при нагревании разлагаются с образованием газообразных продуктов. В теннисные мячи (заготовки которых в виде двух полусфер изго-товлены предварительно и смазаны клеем) кладут таблетки, содержащие смесь нитрита натрия и хлорида аммония. Склеенные половинки мяча помещают в форму для вулканизации и нагревают. Выделившийся азот создает в мяче повышенное давление.

ФОСФОР.

Фосфор является довольно распространённым элементом, содержание его в земной коре около 0,12% (по массе). В природе фосфор встречается только в виде соединений- солей, важнейшими из них являются апатиты Ca₃(PO₄)₂CaF₂ и фосфориты Са₃(РО₄)₂. В 1926 году академиком А.Е. Ферсманом и его сотрудниками было открыто одно из самых крупных месторождений апатитов на Кольском полуострове. На базе этого месторождения был построен горно-химический комбинат. Незадолго до Великой Отечественной войны было открыто ещё очень крупное месторождение фосфоритов в Южном Казахстане в горах Кара-Тау. Фосфориты широко распростра-нены на Урале, в Поволжье, Сибири. Одним из природных соединений фосфора является газообразный фосфористый водород, особенность которого состоит в том, что он легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфористого водорода объясняет появление болотных, блуждающих или могильных огней. Огни на болотах и свежих могилах действительно бывают. В теплые темные ночи на свежих могилах иногда наблюдаются бледно-голубоватые, слабо мерцающие огоньки. Это «горит» фосфористый водород. Образуется он при гниении отмерших раститель-ных и животных организмов. Фосфорные соединения, входящие в состав трупов животных и человека, под действием грунтовых вод разлагаются с образованием фосфористого водорода, который, выйдя на поверхность, воспламеняется.

Характеристика фосфора, как элемента и простое вещество.

Фосфор – химический элемент.

Положение в периодической системе: 3 период  (малый), 5 группа А. Строение атома:   Р +15 )  )  )         1s²2s²2p⁶3s²3p³3d⁰ – электронная формула Фосфор неметалл,  неметаллические свойства выражены слабее, чем у азота, т.к. радиус атома у фосфора больше и ему труднее присоединять электроны на последний электронный слой, более выражены восстановительные свойства. Степени окисления в соединениях: +3, +5, -3

Фосфор – простое вещество.

Элемент фосфор образует три аллотропных видоизменения: белый, красный и черный.

Физические свойства:

Белый фосфор это твёрдое, воскообразное вещество белого цвета с чесночным запахом, на свету быстро желтеет . Нерастворим в воде, но хорошо растворяется в сероуглероде (CS₂). В темноте светится. Воспламеняется при 35°С или от трения, поэтому его хранят и режут под слоем воды. Температура плавления. +44°С. При длительном нагревании белый фосфор переходит в красный (ţ = 280-340°, замкнутый объём). Очень ядовит, 0,15 г – смертельная доза. Противоядием служит сильно разбавленный раствор сульфата меди (II). Он обезвреживает фосфор, переводя его в фосфид меди.

Красный фосфор — твёрдое порошкообразное вещество тёмно-красного цвета, нерастворим в воде и сероуглероде. В темноте не све-тится,  воспламеняется только при температуре около 260°С, не ядовит. Температура плавления 590°С. При нагревании переходит в пары, сгущающиеся в белый фосфор.

Существует ещё разновидность фосфора – чёрный. Эта модификация по внешнему виду и физическим свойствам похожа   на графит (металлический блеск, электропроводность). Известны также и другие модификации – фиолетовый и коричневый фосфор. Эти разно-видности элемента пока ещё являются лабораторной экзотикой и не находят практического применения.

Химические свойства.

Взаимодействует с металлами с образованием фосфидов: (окислитель)   2Р + 3Са = Са₃Р₂          P + 3Na = Na₃P  Горит в кислороде и на воздухе с образованием оксида фосфора (V): (восстановитель)      4Р + 5О₂ = 2 Р₂О₅ Взаимодействует с бертолетовой солью: 5KClO₃ + 6P = 3P₂O₅ + 5KCl ( эта реакция происходит, когда мы зажигаем спички: в головке спичек содержится бертолетова соль, в намазке шкурки – красный фосфор).

Водородные соединения фосфора

РН₃ – фосфин. Бесцветный ядовитый газ с запахом гнилой рыбы, легко самовоспламеняется на воздухе. Образуется  при гидролизе фосфидов:  Mg₃P₂ + 6 H₂O = 3 Mg(OH)₂   + 2 PH₃  

Получение фосфора.

Фосфор в промышленности получают из фосфата кальция Ca₃(PO₄)₂, который выделяют из фосфоритов и фторапатитов. Метод полу-чения основан на реакции восстановления Ca₃(PO₄)₂ до фосфора.  В качестве восстановителя соединений фосфора используют кокс (углерод). Для связывания соединений кальция в реакционную систему добавляют кварцевый песок SiO₂. Процесс проводят в электропечах (производство относят к электротермическим): 2Ca₃(PO₄)₂ + 6SiO₂ + 10C = 6CaSiO₃ + P₄ + 10CO↑. Продукт реакции — белый фосфор. Из-за наличия примесей технический фосфор имеет желтый цвет, поэтому в промышленности его называют желтым фосфором.

Применение фосфора.

Ежегодное производство фосфора велико. Большая часть его расходуется на получение термической фосфорной кислоты, из которой производят фосфорные удобрения. Довольно много фосфора перерабатывается в полифосфаты, применяемые в синтетических мою-щих средствах в качестве умягчителей воды. Ещё один важный потребитель фосфора – спичечное производство. Первые безопасные спички появились в конце 19 века в Швеции, поэтому их часто называли шведскими спичками. Во время первой и второй мировых войн белым фосфором снаряжали зажигательные бомбы и артиллерийские снаряды; кроме того, он использовался в специальных бомбах для образования дымовых завес. В металлургии фосфор применяется как компонент некоторых сплавов (оловянные бронзы). Фосфорорганические производные применяются как инсектициды (вещества, применяемые для борьбы с насекомыми) – хлорофос, тиофос, карбофос.

Знаменитый минеролог один из основоположников науки геохимии академик А.Е. Ферсман назвал фосфор “элементом жизни и мыс-ли”. Содержание фосфора в организме человека массой тела 70 кг составляет 780 г. Суточная норма потребления для взрослых 1 г.  Входит в состав скелета в виде ортофосфата кальция Ca₃(PO₄)₂ и гидроксиапатита Ca₃(PO₄)₂ ×Са(ОН)_2. Входит в состав зубов в виде гидроксиапатита и фторапатита  Ca₃(PO₄)₂ × СаF₂.Соединения фосфора принимают участие в обмене энергии. Из фосфора строится АТФ, которая является универсальным источником энергии для всех реакций, протекающих в клетке. Наиболее интенсивно АТФ рас-ходуется в активно работающих органах тела: печени, мышцах, мозгу. Остатки фосфорной кислоты присутствуют в составе молекул ДНК и РНК. Фосфор необходим для нормальной мышечной и умственной деятельности. В наш  организм фосфор поступает  с пищей: рыбой, хлебом, молоком, сырами, мясом, бобовыми (горох, фасоль), овсяной, перловой, ячневой крупой. При  недостатке фосфора в организме: развивается рахит, снижается умственная и мышечная деятельность. Доза фосфора в 0,05–0,15 г для человека смертельна. Профессиональным заболеванием рабочих первых спичечных фабрик был фосфорный некроз – поражение челюстей.

Белый фосфор не только является сильным ядом, при попадании на кожу вызывает долго не заживающие ожоги. Его впервые полу-чил в 1669г. Гамбургский купец и алхимик Хенниг Бранд. Подобно другим алхимикам, он пытался получить фило-софский камень, с помощью которого неблагородные металлы превращаются в золото. В ходе одного из опытов он получил вещест-во, светившееся в темноте. Однако «холодный огонь», как Бранд его называл, не превращал металлы в золото. Но то, что полученное вещество свети-лось без подогрева, было необычно и ново. Этим свойством нового вещества Бранд не замедлил воспользоваться. Он стал показы-вать фосфор богатым людям, получая от них подарки и деньги. Причём показ окружался достаточной таинственностью. Долгое время это вещество использовалось только с целью наживы.

Наконец, в 1847 году учёные обнаружили, что белый фосфор при нагревании в закрытом сосуде (без доступа воздуха) мгновенно пре-вращается в красный фосфор, который, во-первых, менее летуч, а во-вторых, неядовит. Такие спички зажигались лишь от трения о специальную поверхность, состоящую из красного фосфора, клея и некоторых других веществ. Эти спички называли безопасными, или шведскими, так как впервые их начали изготавливать в Швеции в 1867 – 1869 годах.

Выполните задания.

Вариант 1

1. Строение атома фосфора: А) +15 )  )  )   Б)  +15 )  )  )   В)  +15  )  )  )     Г) +15  )  )  )                                                         ^{2 8 2               2  8 8                2  8 5                  2 5 8}

2. Азот и фосфор … А) находятся в одном периоде;       Б) находятся в одной группе;                    

                                  В) находятся в разных подгруппах; Г) имеют одинаковые порядковые номера.

3. Тип кристаллической решётки белого фосфора: А) атомная;          Б) ионная;         В) молекулярная;           Г) металлическая.

4. Какие из перечисленных свойств характерны для белого фосфора: А) порошкообразное вещество, тёмно-красного цвета; Б) прозрачное, мягкое вещество; В) без запаха; Г) имеет запах; Д) не растворяется в воде; Е) растворяется в сероуглероде; Ж) не ядовит; З) сильно ядовит.

5. С какими из предложенных веществ фосфор реагирует как окислитель:  А) магний;           Б) кислород;        В) хлор.

6. В виде,  какого химического соединения фосфор широко распространён в земной коре: А) моноцит;         Б) поташ;              В) пирит;               Г) фосфорит.

7. Красный фосфор применяют _____________________

8. Какие продукты человеческого питания особенно богаты фосфором? А) грецкий орех;      Б) мёд; В) желток куриного яйца.

Вариант 2

1. Сколько электронных уровней у атома фосфора:   А) 2;         Б)3;             В) 4;              Г) 5.

2. Азот и фосфор различаются тем, что: А) находятся в одном подгруппе;              Б) находятся в разных группах; В) находятся в разных периодах;                Г) находятся в одной группе.

3. Тип кристаллической решётки красного фосфора:  А) атомная;            Б) ионная          В) молекулярная;         Г) металлическая.

4. Какие из перечисленных свойств характерны для красного фосфора: А) порошкообразное вещество, тёмно-красного цвета; Б) прозрачное, мягкое вещество; В) без запаха; Г) имеет запах; Д) не растворяется в воде; Е) растворяется в сероуглероде; Ж) не ядовит; З) сильно ядовит.

5. С какими из предложенных веществ фосфор реагирует как восстановитель:  А) кальций;             Б) кислород;              В) литий.

6. В виде,  какого химического соединения фосфор широко распространён в земной коре: А) монацит;            Б) полевой шпат;        В) апатит;                         Г) халькопирит.

7. Белый фосфор применяют _____________________

8. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав: А) жиров;              Б) белков;              В) углеводов.

ЭЛЕМЕНТЫ IVA группы.

УГЛЕРОД.

Характеристика углерода, как элемента и как простого вещества.

1. химический знак — С
2. второй период малый, IV группа, главная подгруппа, номер элемента -6
3. заряд ядра +6
4. Ar(C)=12 
5. 6 протонов
6. 6 нейтронов
7. 6 электронов   
8. ₊₆С 2ē  4ē
9. высшая степень окисления +4
10. низшая степень окисления -4

Исходя из строения атома, прогнозируют окислительно-восстановительные свойства углерода:   

Углерод – простое вещество. Углерод образует аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен. Причина этого явления состоит в разном строении кристаллических решеток: 1) алмаз имеет объемную тетраэдрическую атомную решетку; 2) графит – плоскостную атомную кристаллическую решетку; 3) карбин – линейную; 4) фуллерен – сферическую.

Сходное строение с графитом имеют сажа и древесный уголь.

Химические свойства углерода.

Исходя из электронного строения атома углерода, можно сделать вывод, что углерод может проявлять восстано-вительные и окислительные свойства. Причем при обычных условиях углерод химически малоактивен, однако при нагревании он реагирует со многими веществами. Таким образом, все реакции углерода протекают при высоких температурах (от 600-1700⁰С). Самой активной формой является аморфный углерод, менее активен графит, самый инертный – алмаз.

Углерод — восстановитель	Углерод — окислитель
При нагревании углерод соединяется с кислородом, образуя оксид углерода (IV), или углекислый газ: С + O2 = CO2 При недостатке кислорода образуется оксид углерода (II), или угарный газ: 2С + О2 = 2СО	С водородом углерод соединяется только при высоких температурах и в присутствии катализаторов. В зависимости от температуры образуются различные углеводороды, например, метан: С + 2H2  CH4
Углерод взаимодействует при нагревании с серой и фтором: С + 2S = CS2 (сероуглерод) С + 2F2  CF4 (фторид углерода)	С металлами или их оксидами углерод образует карбиды: 4Al + 3C = Al4C3 CaO + 2C = CaC2 + СО
При нагревании с водяным паром он вытесняет из воды водород: Н2O + С = СО + Н2
Углерод восстанавливает многие металлы из их оксидов: 2CuO + C = CO2 + 2Cu

Нахождение в природе.

В природе углерод встречается как в свободном виде (алмаз, графит),  так и в связанном. В связанном состоянии углерод входит в состав карбонатов (CaCO₃ — мел, известняк, мрамор, MgCO₃ – магнезит, CaCO₃·MgCO₃— доломит), в каменных и бурых углях, торфе. Углерод входит в состав всех живых и растительных организмов, нефти, природного газа, углей.

НЕОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ УГЛЕРОДА.

Оксид углерода (IV) или углекислый газ — газ, без цвета и запаха, не поддерживает дыхания, тяжелее воздуха, кислотный оксид, он не просто растворяется в воде, а частично соединяется с нею, образуя кислоту:

Угольная кислота: слабая, неустойчивая, образует два типа солей — гидрокарбонаты и карбонаты. Качественная реакция на угле-кислый газ:

Оксид углерода (II) или угарный газ— газ, без цвета и запаха, безразличный оксид, сильный яд! При недостатке кислорода при горении угля, в печах образуется угарный газ.

Реакция эндотермическая и обратимая. По принципу Лe Шателье, при повышении температуры равновесие должно смещаться слева направо, т. е. в сторону образования угарного газа, а при понижении температуры — в сторону распада. О том, что пора закрыть печь, мы узнаем по исчезновению голубых огоньков, вспыхивающих над раскаленными углями в результате встречи струй горячего угарного газа с притекающим через дверку печи воздухом. Сажа, осаждающаяся в печных трубах, получается не только из частиц свободного углерода, увлеченных тягой печки. Частично она образуется в самой трубе вследствие того, что увле-ченный из печи СО, соприкасаясь с относительно холодными стенками трубы, успевает частично разложиться:

Угарный газ менее ядовит, чем другие газы, но спустя 2 часа после вдыхания воздуха, содержащего 0,1% СО, человек теряет сознание и вскоре умирает. Поэтому в целях оказания первой помощи необходимо: • как можно быстрее вынести пострадавшего на свежий воздух; • сделать пострадавшему искусственное дыхание; • доставить в медицинское учреждение.

В природе происходит непрерывный процесс разрушения одних углеродсодержащих веществ и образование других. Органические вещества разрушаются при сгорании топлива, при дыхании и гниении. Из них образуются более простые вещества.

Получение. Для технических целей сейчас получают искусственные алмазы, но и в этих процессах воспроизводятся естественные условия — высокие температура и давление. Сырье для этого производства — графит.

КРЕМНИЙ.

Электронное строение кремния.

 Электронная конфигурация  кремния в основном состоянии: +14Si 1s²2s²2p⁶3s²3p²    

 Электронная конфигурация  кремния в возбужденном состоянии:  +14Si^* 1s²2s²2p⁶3s¹3p³    

 Атом кремния содержит на внешнем энергетическом уровне 2 неспаренных электрона и 1 неподеленную электронную пару в основном энергетическом состоянии и 4 неспаренных электрона в возбужденном энергетическом состоянии.

Степени окисления атома кремния — от -4 до +4. Характерные степени окисления -4, 0, +2, +4.

Физические свойства и нахождение в природе. 

Кремний — второй по распространенности элемент на Земле после кислорода. Встречается только в виде соеди-нений. Оксид кремния SiO₂ образует большое количество природных веществ – горный хрусталь,  кварц,  кремне-зем. Простое вещество кремний – атомный кристалл темно-серого цвета с металлическим блеском, довольно хрупкий. Температура плавления 1415 °C, плотность 2,33 г/см³. Полупроводник.

Качественные реакции.

Качественная реакция на силикат-ионы SiO₃^2- — взаимодействие солей-силикатов с сильными кислотами.  Кремниевая кислота – слабая. Она легко выделяется из растворов солей кремниевой кислоты при действии на них более сильными кислотами, если к раствору силиката натрия прилить сильно разбавленный раствор соляной кислоты, то кремниевая кислота выделится не в виде осадка, а в виде геля. Раствор помутнеет и «застынет»: Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃ + 2 NaCl

Способы получения кремния.

В свободном состоянии кремний был получен Берцелиусом в 1822 г. Его латинское название «силиций» произошло от латинского слова «sileх», что означает «кремень». Аморфный кремний в лаборатории можно получить при прокаливании смеси металличес-кого магния с диоксидом кремния. Для опыта диоксид кремния следует тщательно измельчить. При нагревании смеси начинается бурная реакция. Одним из продуктов этой реакции является аморфный кремний: SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO

Еще один способ получения кремния в лаборатории — восстановление из оксида алюминием: 3SiO₂ + 4Al → 3Si + 2Al₂O₃

В промышленности использовать дорогие алюминий и магний неэффективно, поэтому используют другие, более дешевые способы: 1. Восстановление из оксида коксом в электрических печах: SiO₂ + 2C → Si + 2CO. Однако в таком процессе образующийся кремний загрязнен примесями карбидов кремния, и для производства, например, микросхем уже не подходит. 2. Наиболее чистый кремний получают восстановлением тетрахлорида кремния водородом при 1200 °С: SiCl₄ +2H₂ → Si + 4HCl или цинком: SiCl₄ + 2Zn → Si + 2ZnCl₂ 3. Чистый кремний получается при разложении силана: SiH₄ → Si + 2H₂

Химические свойства.

При нормальных условиях кремний существует в виде атомного кристалла, поэтому химическая активность кремния невысокая. Кремний проявляет свойства окислителя (при взаимодействии с элементами, которые расположены ниже и левее в Периодической системе) и свойства восстановителя (при взаимодействии с элементами, расположенными выше и правее). Поэтому кремний реа-гирует и с металлами, и с неметаллами. При обычных условиях кремний реагирует с фтором с образованием фторида кремния (IV): Si  +  2F₂  → SiF₄  При нагревании кремний реагирует с хлором, бромом, йодом: Si   +   2Cl₂  →   SiCl₄ Si    +   2Br₂  →   SiBr₄ При сильном нагревании (около 2000^оС) кремний реагирует с углеродом с образованием бинарного соединения карбида кремния (карборунда): C   +   Si  → SiC При температуре выше 600°С взаимодействует с серой: Si   +   2S   →  SiS₂ Кремний не взаимодействует с водородом. С азотом кремний реагирует в очень жестких условиях: 3Si  + 2N₂  →  Si₃N₄

В реакциях с активными металлами кремний проявляет свойства окислителя. При этом образуются силициды: 2Ca + Si → Ca₂Si Si    +   2Mg   →    Mg₂Si

При нагревании выше 400°С кремний взаимодействует с кислородом: Si   +   O₂   →  SiO₂ 

Кремний взаимодействует со сложными веществами: В водных растворах щелочей кремний растворяется с образованием солей кремниевой кислоты. При этом щелочь окисляет кремний: Si    +   2NaOH   +   H₂O   →   Na₂SiO₃   +   2H₂. Кремний не взаимодействует с водными растворами кислот, но аморфный кремний растворяется в плавиковой кислоте с образо-ванием гексафторкремниевой кислоты: Si    +   6HF  →   H₂[SiF₆]    +   2H₂. При обработке кремния безводным фтороводородом комплекс не образуется: Si_(тв.)    +   4HF_(г.)   =   SiF₄    +   2H₂. С хлороводородом кремний реагирует при 300 °С, с бромоводородом – при 500 °С. Кремний растворяется в смеси концентрированных азотной и плавиковой кислот: 3Si + 4HNO₃ + 12HF → 3SiF₄ + 4NO + 8H₂O

СОЕДИНЕНИЯ КРЕМНИЯ.

Основные степени окисления кремния в его соединениях +4, 0 и -4. Наиболее типичные соединения кремния:

Степень окисления	Типичные соединения
+4	оксид кремния (IV) SiO2 кремниевая кислота H2SiO3 силикаты MeSiO3 бинарные соединения с неметаллами (карбид кремния SiC)
-4	силан SiH4 силициды металлов (силицид натрия Na4Si)

Силициды металлов.

Силициды – это бинарные соединения кремния с металлами, в которых кремний имеет степень окисления -4. Химическая связь в силицидах металлов — ионная. Силициды, как правило, легко гидролизуются в воде или в кислой среде. Силицид магния разлагается водой на гидроксид магния и силан: Mg₂Si   +   4H₂O   →  2Mg(OH)₂   +   SiH₄. Соляная кислота легко разлагает силицид магния: Mg₂Si   +   4HCl   →  2MgCl₂   +   SiH₄. Получают силициды сплавлением простых веществ или восстановлением смеси оксидов коксом в электропечах: 2Mg + Si → Mg₂Si 2MgO + SiO₂ + 4C → Mg₂Si + 4CO

Силан.

Силан – это бинарное соединение кремния с водородом SiH₄, ядовитый бесцветный газ. Если поместить порошок силицида магния в очень слабый раствор соляной кислоты, то на поверхности раствора образуются пузырьки газа. Они лопаются и загораются на воз-духе. Это горит силан. Он образуется при взаимодействии кислоты с силицидом магния: Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH₄. На воздухе силан горит с образованием SiO₂ и H₂O: SiH₄    +    2O₂  → SiO₂   +   2H₂O. Силан разлагается водой разлагается с выделением водорода: SiH₄    +   2H₂O   →  SiO₂   +  4H₂. Силан разлагается (окисляется) щелочами: SiH₄    +   2NaOH   +   H₂O   →   Na₂SiO₃   +   4H₂. Силан при нагревании разлагается: SiH₄ → Si + 2H₂

Карбид кремния.

В соединениях кремния с неметаллами присутствует ковалентная связь. Карбид кремния – карборунд Si⁺⁴C^-4. Это вещество с атом-ной кристаллической решеткой. Он имеет структуру, подобную структуре алмаза и характеризуется высокой твердостью и темпера-турой плавления, а также высокой химической устойчивостью. Карборунд окисляется кислородом при высокой температуре: SiC +2O₂ → SiO₂ + CO₂ Карборунд окисляется кислородом в расплаве щелочи: SiC + 2O₂ + 4NaOH → Na₂SiO₃ + Na₂CO₃ + 2H₂O

Галогениды кремния.

 Хлорид и фторид кремния – галогенангидриды кремниевой кислоты (SiCl₄ и SiF₄ ) Получают галогениды кремния действием хлора на сплав оксида кремния с углем: SiO₂ + C + Cl₂  →  SiCl₄ + CO Галогениды кремния разлагаются водой до кремниевой кислоты и хлороводорода: SiCl₄   +   3H₂O   →  H₂SiO₃↓    +   4HCl Хлорид кремния (IV) восстанавливается водородом: SiCl₄   +   2H₂  →   Si  +   4HCl

Кислородсодержащие соединения кремния.

ОКСИД кремния (IV)

Это твердое вещество с атомной кристаллической решеткой. В природе встречается в виде кварца, речного песка, кремнезема и прочих модификаций:

Химические свойства.

Оксид кремния (IV) – типичный кислотный оксид. За счет кремния со степенью окисления +4 проявляет слабые окислительные  свойства.

Как кислотный оксид, диоксид кремния (IV) взаимодействует с растворами и расплавами щелочей и в расплаве с основными оксидами. При этом образуются силикаты, диоксид кремния взаимодействует с гидроксидом калия: SiO₂ + 2KOH → K₂SiO₃ + H₂O  Диоксид кремния взаимодействует с оксидом кальция: SiO₂   +   CaO   →   CaSiO₃

Оксид кремния (IV) не взаимодействует с водой, т.к. кремниевая кислота нерастворима. Оксид кремния (IV) реагирует при сплавлении с карбонатами щелочных металлов. При этом работает правило: менее летучий оксид вытесняет более летучий оксид из солей при сплавлении, оксид кремния (IV) взаимодействует с карбонатом калия. При этом образуется силикат калия и углекислый газ: SiO₂ + K₂CO₃  → K₂SiO₃ + CO₂ Из кислот диоксид кремния реагирует только с плавиковой или с газообразным фтороводородом: SiO₂ + 4HF_(г) = SiF₄ + 2H₂O SiO₂ + 6HF_(р-р) → H₂[SiF₆] + 2H₂O

При температуре выше 1000 °С оксид кремния реагирует с активными металлами, при этом образуется кремний, оксид кремния взаимодействует с магнием с образованием кремния и оксида магния: SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO При избытке восстановителя образуются силициды: SiO₂ + 4Mg → Mg₂Si + 2MgO

Оксид кремния (IV) взаимодействует с неметаллами. С водородом в жестких условиях, при этом оксид кремния проявляет окислительные свойства: SiO₂ + 2Н₂ → Si + 2Н₂O С углеродом, при этом образуется карборунд и угарный газ: SiO₂   +   3С → SiС   +   2СО При сплавлении оксид кремния взаимодействует с фосфатом кальция и углем: 3SiO₂ + Ca₃(PO₄)₂ + 5C → 3CaSiO₃ + 5CO + 2P

КРЕМНИЕВАЯ кислота.

Кремниевые кислоты — очень слабые, малорастворимые в воде соединения общей формулы nSiO₂•mH₂O. Образует коллоидный раствор в воде. Метакремниевая H₂SiO₃ существует в растворе в виде полимера:

Способы получения.

Кремниевая кислота образуется при действии сильных кислот на растворимые силикаты (силикаты щелочных металлов), при действии соляной кислоты на силикат натрия: Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃ + 2 NaCl

Слабая угольная кислота тоже вытесняет кремниевую кислоту из солей: Na₂SiO₃ + 2Н₂O + 2CO₂ → 2NaHCO₃ + H₂SiO₃

Химические свойства.

Кремниевая кислота — нерастворимая. Кислотные свойства выражены очень слабо, поэтому кислота реагирует только с сильными основаниями и их оксидами: кремниевая кислота реагирует с концентрированным гидроксидом калия:H₂SiO₃+2KOH→K₂SiO₃+2H₂O При нагревании кремниевая кислота разлагается на оксид и воду: H₂SiO₃  →  SiO₂ + H₂O

СИЛИКАТЫ.

 Силикаты — это соли кремниевой кислоты.  Большинство силикатов нерастворимо в воде, кроме силикатов натрия и калия, их называют «жидким стеклом».

Способы получения силикатов: Растворение кремния, кремниевой кислоты или оксида в щелочи: H₂SiO₃ + 2KOH → K₂SiO₃ + 2H₂O Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂ SiO₂ + 2KOH → K₂SiO₃ + H₂O Сплавление с основными оксидами: СаО   +   SiO₂   →   CaSiO₃ Взаимодействие растворимых силикатов с солями: K₂SiO₃ + CaCl₂    →    CaSiO₃ + 2KCl Оконное стекло (натриевое стекло) — силикат натрия и кальция: Na₂O·CaO·6SiO₂, получают при сплавлении в специальных печах смеси соды Na₂CO₃, известняка CaCO₃ и белого песка SiO₂: 6SiO₂ + Na₂CO₃ + CaCO₃ → Na₂O·CaO·6SiO₂ + 2CO₂ Для получения специального стекла вводят различные добавки, так стекло содержащее ионы Pb²⁺ – хрусталь; Cr³⁺ – имеет зеленую окраску, Fe³⁺ – коричневое бутылочное стекло, Co²⁺ – дает синий цвет, Mn²⁺ – красновато-лиловый.

Ответьте на вопросы теста (1-10) и выполните задания 11 и 12.

Вариант 1

1. Атомы углерода и кремния имеют

1) одинаковое число валентных электронов            3) одинаковое число энергетических уровней   2) одинаковое число электронов в атоме                 4) одинаковое число протонов в ядре

2. Элементам подгруппы углерода соответствует высший оксид состава:   1) ЭО₃                 2) ЭО                 3) Э₂О₅                 4) ЭО₂

3. Неметаллические свойства увеличиваются в ряду:   1) С, Si, Ge          2) Ge, C, Si             3) Ge, Si, C            4) C, Ge, Si

4. Оцените справедливость суждений:   А. Алмаз и графит являются аллотропными модификациями углерода.   Б. Алмаз и графит имеют различное строение кристаллической решетки.  1) верно только А          2) верно только Б           3) верны оба суждения         4) оба суждения неверны

5. Углерод проявляет восстановительные свойства в реакции:   1) 4Аl + 3С = Аl₄С₃                2) СО₂ + СаО = СаСО₃               3) С + FeО = Fe + СО       4) С + 2Н₂ = СН₄

6. Наименьшую степень окисления углерод проявляет в соединении:   1) СН₄                 2) Na₂СО₃              3) СаС₂                4) СО

7. Оксид углерода (IV) является:   1) основным               2) кислотным           3) амфотерным              4) несолеобразующим

8 Углекислый газ реагирует с каждым из веществ:   1) вода и оксид фосфора (V)                       2) вода и соляная кислота    3) гидроксид кальция и оксид магния                      4) кислород и оксид кальция

9 Краткое ионное уравнение Са²⁺ + СО3 ^2- = СаСО₃  соответствует реакции между:   1) СаСl₂ и Na₂СО₃                         2) СаО и СО₂                 3) Са(ОН)₂ и СО₂                       4) Са(ОН)₂ и Na₂СО₃

10. Карбонаты можно отличить от других солей действием:   1) лакмуса               2) гидроксида натрия             3) соляной кислоты            4) хлорида бария

11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:      СаСО₃→СаО→Са(ОН)₂→ СаСО₃→ Са(НСО₃)₂

12. Вычислите объем углекислого газа, образовавшегося при сжигании угля массой 30 кг, содержащего 20% негорючих примесей.

  Вариант 2

1. Элементам подгруппы углерода соответствует летучее водородное соединение состава: 1) ЭН₂    2) ЭН₃     3) ЭН₄      4) ЭН

2. Оцените справедливость суждений:

 А. В главной подгруппе с увеличением заряда ядра происходит усиление неметаллических свойств элементов.  Б. Атомы элементов подгруппы углерода на внешнем уровне имеют четыре электрона.   1) верно только А          2) верно только Б           3) верны оба суждения         4) оба суждения неверны

3. Алмаз и графит не отличаются:   1) химическим составом              2) твердостью           3) строением кристаллической решетки            4) электропроводностью

4. Углекислый газ в промышленности получают: 1) сжиганием угля        2) действием кислоты на мел         3) разложением известняка     4) сжиганием угарного газа

5. Углерод является окислителем в реакции:   1) Н₂О + С = СО + Н₂        2) С + 2Н₂ = СН₄         3) С + О₂ = СО₂      4) СО₂ + ВаО = ВаСО₃

6. Наибольшую степень окисления углерод проявляет в соединении:   1) СаСО₃                  2) СН₄              3) А1₄С₃                  4) СО

7. Оксид углерода (II) является:   1) основным               2) кислотным           3) амфотерным              4) несолеобразующим

8. Оксид кремния (IV) не реагирует с:   1) водой            2) гидроксидом натрия           3) оксидом кальция              4) карбонатом кальция

9. Краткое ионное уравнение  2Н⁺ + SiО3^2- = Н₂SiО₃↓ соответствует реакции между:   1) НСl и СаSiО₃ 2) НСl и Na₂SiО₃                       3) Н₂О и SiО₂                   4) Са(ОН)₂ и Na₂SiО₃

10. Использование активированного угля в медицине основано на его свойствах:   1) восстановительных               2) окислительных          3) каталитических     4) адсорбционных

11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:        СН₄→ СО₂→ NaНСО₃→ Na₂СО₃→ВаСО₃

12. Вычислите объем углекислого газа, образовавшегося при разложении известняка массой 125 г, содержащего 80% карбоната кальция.

Вариант 3

1. Атому углерода в степени окисления -4 (С^-4) соответствует схема заполнения электронных слоев: 1) 2; 8    2) 2;4 3) 2; 6 4)  2; 2

2. Оцените справедливость суждений:

 А.  Углерод проявляет более сильные окислительные свойства, чем кремний.  Б.  Все элементы подгруппы углерода проявляют выcшую степень окисления +4   1) верно только А          2) верно только Б           3) верны оба суждения         4) оба суждения неверны

3. Алмаз и графит не отличаются:  1) химическим составом           2) твердостью               3) строением кристаллической решетки              4) электропроводностью

4. Углекислый газ в  лаборатории получают:   1) сжиганием угля        2) действием кислоты на мел или известняк           3) разложением известняка         4) сжиганием угарного газа

5. Углерод является окислителем в реакции:

  1) Н₂О + С = СО + Н₂                   2) 3С + 4Аl = Аl₄С₃                      3) С + О₂ = СО₂ 4) СО₂ + ВаО = ВаСО₃

6.  Степени окисления углерода и кремния одинаковы в соединениях:   1) СаСО₃ и  SiН₄                2) СН₄ и  SiО₂            3) А1₄С₃ и Na₂SiО₃                 4) Н₂СО₃ и SiО2

7. Оксид  кремния (IV) является:   1) основным               2) кислотным           3) амфотерным              4) несолеобразующим

8. Оксид  углерода(IV) не реагирует с:   1) водой            2) гидроксидом натрия           3) оксидом кальция              4)  хлоридом кальция

9. Краткое ионное уравнение  2Н⁺ +  СО₃^2-= Н₂О + СО₂↑ соответствует реакции между: 1) НСl и СаСО₃        2) НСl и Na₂СО₃                        3) Н₂О и  СО₂   4) Са(ОН)₂ и Na₂SiО₃

10.  Формула питьевой (пищевой) соды:

  1) Na₂СО₃                  2) NaНСО₃                   3) СаСО₃     4) Na₂СО₃·10 Н₂О

11. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:  СО₂ →СО  → СО₂→  К₂СО₃→ MgСО₃

12. Вычислите объем углекислого газа, образовавшегося при разложении известняка массой  200 г, содержащего  10%  примесей.

ОКСИДЫ АЗОТА.

Химический элемент азот образует достаточно большое число оксидов, в составе которых его степень окисления меняется от +1 до +5. Все оксиды азота термически неустойчивы и при нагревании разлагаются с выделением кислорода. Именно поэтому оксиды азота обладают окислительными свойствами. Самый сильный окислитель из них – оксид азота (V). Все оксиды азота, за исключением окси-да азота (I), ядовиты. N₂O обладает наркотическим действием (другое его название – «веселящий газ») и используется при анестезии. По кислотно-основным свойствам оксиды азота характеризуются так: N₂O и NO – несолеобразующие, N₂O₃, NO₂ и N₂O₅ – солеобра-зующие, кислотные.

Оксид азота (I)

Оксид азота (I) N₂O – термически нестоек, при температуре около 500°С разлагается на азот и кислород:  2N₂O → 2N₂ + O_2. Поэтому он обладает окислительными свойствами. Например, оксид азота (I) окисляет медь, при этом образуются оксид меди (II) и молекулярный азот:   N₂O + Cu = CuO + N_2.

Получают веселящий газ прокаливанием нитрата аммония при 250 °С:  NH₄NO₃ =  2H₂O + N₂O↑.

Оксид азота (II)

При каталитическом окислении аммиака кислородом образуется монооксид азота NO: 4NH₃ + 5O₂ = 4NO + 6H₂O. Это бесцветный газ. Оксид азота (II) – единственный оксид азота, который можно получить непосредственным синтезом из простых веществ: N₂ + O₂ = 2NO. NO – несолеобразующий оксид. На воздухе при н. у. он самопроизвольно окисляется до оксида азота (IV) – бурого газа: 2NO + O₂ = 2NO₂. Как и все оксиды азота, монооксид азота обладает окислительными свойствами, при взаимодействии магния с оксидом азота (II) образуются оксид магния и молекулярный азот: 2Mg + 2NO = 2MgO + N₂

Кислотные оксиды азота. Оксиду азота (III) соответствует азотистая кислота HNO₂. При н. у. это темно-синяя жидкость, при растворении которой в воде образуется азотистая кислота: N₂O₃ + H₂O ↔ 2HNO₂. Взаимодействие оксида азота (III) со щелочами приводит к образованию нитритов – солей азотистой кислоты, при взаимодействии оксид азота (III) с гидроксидом натрия образуются нитрит натрия и вода: N₂O₃+ 2NaОН = 2NaNO₂ + H₂O

Диоксид азота NO₂ (оксид азота (IV)) имеет еще одно название – бурый газ, имеет характерный запах, хорошо растворяется в воде. При растворении в воде образует сразу две кислоты – азотную и азотистую: 2NO₂ + Н₂О= НNО₂ + HNO₃. При взаимодействии NO₂ со щелочами образуются нитраты и нитриты, при взаи-модействии оксида азота (IV) с гидроксидом натрия образуются нитрат и нитрит натрия и вода: 2NO₂ + 2NaOH= NaNO₃ +NaNO₂ + H₂O. Диоксид азота используется для производства азотной кислоты. В промышленности этот оксид получают окислением монооксида азота: 2NO + O₂ = 2NO₂ В лаборатории для получения оксида азота (IV) проводят реакцию взаимодействия меди с концентрированной азотной кислотой: Cu + 4HNO_3(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂+ 2H₂O, происходит выделение бурого газа.

Оксид азота (V) N₂O₅ — бесцветные кристаллы, хорошо растворяющиеся в воде. Этот оксид можно получить путем окисления озоном диоксида азота: 2NO₂ + O₃ = N₂O₅ + O₂. Оксиду азота (V) соответствует азотная кислота. Это типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием азотной кислоты: N₂O₅+ Н₂О= 2НNО₃, вступает с реакции со щелочами с образованием нитратов: N₂O₅ + 2NaOH= 2NaNO₃ + H₂O.

АЗОТНАЯ КИСЛОТА.

Азотная кислота (HNO₃)– одноосновная сильная кислота, бесцветная жидкость с резким раздражающим запахом. Азотную кислоту с концентрацией 97 -99% называют дымящей, с концентрацией 58 – 60% — концентрированной. Плотность азотной кислоты 1,4 г/см³. Азотная кислота – сильный окислитель. Дымящая азотная кислота способна поджечь скипидар, другие органические вещества. Твёр-дая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками. Азотная кислота смеши-вается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы.

Получение азотной кислоты. В промышленности: современный способ её производства основан на каталитическом окислении синтетического аммиака на плати-нородиевых катализаторах (процесс Оствальда) до смеси оксидов азота (нитрозных газов), с дальнейшим поглощением их водой 4NH₃ + 5O₂(Pt) → 4NO + 6H₂O 2NO + O₂ → 2NO₂ 4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃.

В лаборатории : NaNO₃(тв.)+H₂SO₄(конц.)=NaHSO₄ + HNO₃↑

Химические свойства. Диссоциация: HNO₃ = H⁺ + NO₃^— Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: 2HNO₃ + BaO = Ba(NO₃)₃ + H₂O Взаимодействует с основаниями: HNO₃ + NaOH = NaNO₃+ H₂O Взаимодействует с солями: 2HNO₃ + K₂CO₃= 2KNO₃ + H₂O + CO₂ Взаимодействует с металлами:

Разлагается на свету или при нагревании: 4HNO₃ = 4NO₂+ O₂ + 2H₂O

Свойства концентрированной и разбавленной HNO₃. Взаимодействие концентрированной HNO₃ с малоактивными металлами (Cu, Hg, Ag): Cu + 4 HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ ↑ + 2H₂O Взаимодействие разбавленной HNO₃ с малоактивными металлами:  3Cu + 8 HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O Взаимодействие концентрированной кислоты на активные металлы:  4Ca + 10HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O Взаимодействие разбавленной HNO₃ на активные металлы:  4Ca + 10 HNO₃ = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Одна из наиболее сильных кислот, характерны все реакции кислот: реагирует с основными оксидами, основаниями, амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами. Специфичное свойство – ярко выраженная окислительная. В зависимости от условий (концентрации, природы восстановителя, температуры) HNO₃ может принимать от 1 до 8 электронов.

Ряд соединений N с различными степенями окисления: NH₃ ; N₂H₄ ; NH₂OH ; N₂O ; NO ; N₂O₃ ; NO₂ ; N₂O₅. Нитрат-ион NO₃^– при взаимодействии HNO₃ с металлами восстанавливается тем полнее, чем более разбавлена кислота и чем более активен металл. Далее показано, какие продукты могут образовываться при восстановлении HNO₃: NO₃^– + 2H⁺ + 1e = NO₂ + H₂O NO₃^– + 4H⁺ + 3e = NO + 2H₂O 2NO₃^– +10H⁺ + 8e = N₂O + 5H₂O 2NO₃^– +12H⁺ + 10e = N₂ + 6H₂O NO₃^– + 10H⁺ + 8e = NH₄^– + 3H₂O

Образование продуктов зависит от концентрации, чем выше концентрация, тем менее глубоко она восстанавливается. Реагирует со всеми металлами, кроме Au, Pt, W. Концентрированная HNO₃ не взаимодействует при обычных условиях с Fe, Cr, Al, которым она пассивирует, но при очень сильном нагревании реагирует с этими металлами. Большинство неметаллов и сложных веществ восстанавливают HNO₃ до NO (реже NO₂): 3P + 5HNO₃ + 2H₂O = 3H₃PO₄ + 5NO S + HNO₃ = H₂SO₄ + 2NO 3C + 4HNO₃ = 3CO₂ + 4NO + 2H₂O ZnS + 8HNO_{3 k} = ZnSO₄ + 8NO₂ + 4H₂O 6HCl + 2HNO_{3 k} =3Cl₂ + 2NO + 4H₂O

Золото и платиновые металлы растворяются в «царской водке» – смеси 3 объемов концентриро-ванной соляной кислоты и 1 объема концентрированной азотной кислоты, которая обладает сильнейшим окислительным свойством, растворяет «царя металлов» – золо-то: Au + HNO₃ +4HCl = H[AuCl₄] + NO↑ + 2H₂O HNO₃ – сильная одноосновная кислота, образует только средние соли -нитраты, которые получают действием ее на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Их растворы обладают незначительными окислительными свойствами. При нагревании нитраты разлагаются; нитраты щелочных металлов превращаются в нитриты и выделяется кислород: 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂.  Состав других продуктов зависит от положения металла в ряду напряжений: Левее Mg — MeNO₂ + O₂  От магния до меди — MeO + NO₂ + O₂  Правее меди — Me + NO₂ + O₂ 

Ответьте на вопросы теста.

1. Азотная кислота по количеству атомов водорода является… А)одноосновной                                  В)двухосновной С)трёхосновной                                  Д)четырёхосновной.

2. Концентрированная азотная кислота содержит в растворе HNO₃ … А)100%                  В)88%                  С)56%                        Д)36%.

3. Азотная кислота представляет собой жидкость… А)бесцветную             В)мутную                 С)прозрачную                Д)никакую.

4.По степени электролитической диссоциации азотная кислота… А)сильная                В)слабая                  С)очень слабая                     Д)средняя.

5. Химическая формула азотной кислоты…А) HNO₂                В) H₂NO               С) HNO₃                Д) H₂NO₃

6. С каким металлом концентрированная азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV)?        А) Fe       В) Ca  С) Cu Д) K

7. Среда в растворе соли КNO₃:   А) кислая                В) нейтральная;              С) щелочная.                    Д) слабокислая

8. Взаимодействию концентрированной азотной кислоты с медью отвечает реакция: А) Cu + HNO₃ ……..Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O; В) Cu + HNO₃………Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O С) Cu + HNO₃ ……..Cu (NO₃)₂ + H₂; Д) Cu + HNO₃ ……Cu(NO₃)₂ + N₂ + H₂O.

9. Укажите число ионов в сокращенном ионном уравнении взаимодействия сульфата натрия и нитрата серебра: А) 1  В)2  С)3 Д) 4

10. Масса соли, полученной при взаимодействии 6,4 г меди и концентрированной азотной кислотой: А)37,6г    В)30,8г  С)376г   Д)18,8 г