Реферат: Химические свойства неметаллических элементов
Водень.
Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S1. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, атакож 0 (у простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий злужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі длянього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів.Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином,особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначновизначити його положення в періодичній системі.
Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень маєступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н2О.Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти)та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із+1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:
СН4 + Н2О = СО + 3Н2
СО + Н2О = СО2 + Н2
Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:
С + Н2О = СО + Н2
СО + Н2О = СО2 + Н2
Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинівсолей, кислот, лугів. Наприклад:
Zn+2HCl=ZnCl2+H2
2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2
Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді.Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновнівластивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до оксидів ігалогенів:
2H2+O2=2H2O
H2+Cl2=2HCl
CuO+H2=Cu+H2O
WO3+3H2=W+3H2O
У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:
2Na+H2=2NaH
З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує.При нагріванні водень реагує з багатьма d –металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх окислювальнівластивості, а в –1 – відновні.
NaH+HOH=NaOH+H2
Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н2 використовують увиробництві аміаку та органічних синтезах.
Кисень.
Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість йогознаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот(силікатів), піску (SiO2), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів.Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначнікількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневміснихсполук. Наприклад:
2KClO3=2KCl+3O2
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами,неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:
4Fe+3O2=2Fe2O3
C+O2=CO2
CH4+2O2=CO2+2H2O
2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2
Однак в реакціях з деякими найактивнішимиметалами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:
2Na+O2=Na2O2 (пероксид натрію)
K+O2=KO2 (надпероксидкалію)
Li+O2=Li2O (оксид літію)
Озон О3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетовогопроміння на кисень:
3O2=2O3
Цей несамодільний процес відбувається застадіями:
O2+hv=O2*
O2+O2*=O3+O
O2+O=O3
О3 – дуже сильний окисник зарахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О3з різними відновниками. Наприклад:O3=O2+O
2KI+O3+H2SO4=I2+K2SO4+O2+H2O
O O2
Бінарні сполуки з киснем можна розділити накілька видів:
Оксиди — кисень має ступінь окислення –2, у тому числіосновні ( Na2O,CaO), кислотні (СО2, P2O5), амфотерні (ZnO, Al2O3), несолетвірні (N2O, NO).
Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N2O2, ВаО2),надпероксиди (КО2), озоніди (КО3).
Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті6О, Ті3О).
Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.
/>Вода.Це стійка речовина( Нутв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000оСпомітним стає розкладання на прості речовини:
2H2O=2H2+O2
Понад 5000оС розкладаннявідбувається практично повністю.
Вода – найбільш широко застосовуванийрозчинник для полярних і іонних сполук.
Для води характерні реакції приєднання(гідратації) – з основними і кислотними оксидами:
CaO+H2O=Ca(OH)2
P2O5+3H2O=2H3PO4
з солями: CuSO4+5H2O=CuSO4*5H2O
Вода може брати участь у реакціях обміну.Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає яквідновник за рахунок кисню
(-2):
2F+2H2O=4HF+O2
При дії відновників за рахунок водню (+1) водапроявляє окиснювальні властивості:
2HOH+2Na=2NaOH+H2
Розчинні солі у воді не існують через сильнийгідроліз і розклад Н2О2 у лужному середовищі:
Na2O2+2HOH=2NaOH+H2O2
2H2O2=2H2O2+O2
Більш стійки до дії води нерозчинні солі,наприклад ВаО2, реакцією обміну якого з Н2SО4 можна добути Н2О2:
BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4
Галогени.
Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Дляцих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.
Фтор – найбільш електронегативний елемент,позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативністьменша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і+6).
У природних сполуках галогени мають ступіньокислення –1. Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF2, фторапатит CaF2* 3Ca3 (PO4)2, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl*NaCl та інші. Іони хлору містяться в морськійводі. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.
Добування галогенів – це процес їх окисленнявід ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можнаодержати лише електролізом.
Хлор у промисловості добувають електролізомконцентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляноїкислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO2, KmnO4:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
2KmnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O
Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) ійод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні соліцих кислот:
2NaBr+MnO2+2H2SO4=Br2+MnSO4+Na2SO4+2H2O
10KI+2KMnO4+8H2SO4=5I2+MnSO4+6K2SO4+8H2O
Для промислового добування бром (2) і йод (2)нафтові води або води солених озер обробляють хлором:
2Br+Cl2=Br2+2Cl
2I+Cl2=I2+2Cl
У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, ахлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневікристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості.Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякіблагородні гази:
Xe+F2=XeF2
2H2O+2F2=4HF+O2
SiO2+2F2=SiF4+O2
Галогени окислюють метали, багато які неметалиі складні речовини:
2Al+3Br2=2AlBr3
2P+3Cl2=2PCl3
2NH3+3Br2=N2+6HBr
У реакціях з воднем спостерігається зниженняокиснювальних властивостей: Н2 + Г2 = 2НГ. Реакція зфтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лишепри нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні температури.
При взаємодії хлору з водою відбувається йогосамоокисненням, самовідновленням, утворюються дві кислоти – соляна іхлорнуватиста:
Cl2+H2O=HCl+HOCl
а в реакціях з лугами – солі цих кислот:
Cl2+2KOH=KCl+KOCl+H2O
Бром і йод з водою і лугами реагуютьаналогічно хлору.
Галогеноводні НГ можна добути реакціямигалогенів з воднем бо (для HFi HCl) реакціями обміну:
CaF2+H2SO4=CaSO4+2HF
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
NaCl+NaHSO4=Na2SO4+HCl
HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані,добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. HCl, HBr, HI — сильні кислоти.
Підсилення відновних властивостей Гвиявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H2SO4. Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO2; НІ відновлює сірку (6) нетільки для SO2, а і до вільної сірки або навіть H2S:
2HBr+H2SO4=Br2+SO2+2H2O
8HI+H2SO4=4I2+H2S+4H2O
Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот.
Реакція утворення і розкладу летних галогенівтакож використовують для очищення та добування металів:
TiI4=Ti+2I2
Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлорувідомі кислоти: хлорнуватистаHCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише остання відділена в індивідуальному стані,решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО2 і HIО2 ) утворюють бром і йод.
Сірка.
З поміж р – елементів VIгрупи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.
Найвищий ступінь окиснення в сірки +6відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків збільш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки є ступеніокиснення –2, 0, +4, +6.
Сірка – розповсюджений елемент. Добуваннясірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.
Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях.За звичайних умов стійка моноклинна (a)сірка. За температури понад 95,4оС вона перетворюється на ромбічну (b ) сірку.
При незначному нагріванні сірка енергійнореагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи якокисник:
Fe+S=FeS2Al+3S=Al2S3
H2+S=H2S
При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:
S+O2=SO2
2S+Cl2=S2Cl2
Сірководень H2S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:
FeS+2HCl=FeCl2+H2S
H2S – газ ірізким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота.Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильномугідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:
S+HOH=HS+OH I ступіньабо Na2S+HOH=NaHS+NaOH
Гідроліз деяких сульфатів (Al2S3, Cr2S3) йде практично до кінця, оскільки врезультаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібнийсірководень:
Al2S3+6H2O=2Al(OH)3+3H2S
Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна,з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb2S3) з кислотами не реагують. Нерозчинні укислотах сульфіди можна добути дією H2S нарозчинні солі:
Pb(NO3)2+H2S=PbS+2HNO3
Усі нерозчинні сульфіди можна добутиреакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:
CuSO4+Na2S=CuS+Na2SO4
FeSO4+Na2S=FeS+Na2SO4
Сульфіди активних металів одержують дієювугілля на сульфати при нагріванні:
Na2SO4+4C=Na2S+4CO
H2S окиснюється киснем, на повітрі горять:
2H2S+3O2=2SO2+2H2O(при надлишку О2)
2H2S+O2=2S+2H2O (при недостатній кількості О2)
Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакціївипалу сульфідів металів:2ZnS+3O2=ZnO+SO2
У водних рохчинах сульфіди і H2S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками:Na2S+I2=2NaI+S
H2S+4Br2+4H2O=H2SO4+8HBr
При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:
Na2S+(n-1)S=Na2Sn
Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3. SO2 за звичайних умов - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксиддобре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:
SO2+H2O=H2SO3
Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Цякислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2SO3,CaSO3) і гідросульфіти (NaHSO3, Ca(HSO3)2).Останні не стійки, переходять у піросульфіти.
Для сірки (VI)характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO2+O2=2SO2,яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO3і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде.Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенамиKMnO4, K2Cr2O7:
Na2SO3+I2+H2O=Na2SO4+2HI
Оксид сірки (VI)енергійно сполучається з водою:
SO3+H2O=H2SO4
Сірчана кислота – в’язкабезбарвна рідина. У водному розчині Na2SO4 – сильна двоосновна кислота. Розведенакислота реагує з металами, щостоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:
Zn+H2SO4(p)=ZnSO4+H2
У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільнихгалогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів зазвичайних умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, алені з благородними металами (Au,Pt та інші). Якщо металималоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO2):
Cu+2H2SO4(k)=CuSO4+SO2+2H2O
Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H2S:
4Zn+5H2SO4=4ZnSO4+H2S+4H2O
(SO2,S)
Як сильна і нелетка кислота H2SO4 витісняє чимало інших кислот з їх солей:
NaCl+H2SO4=NaHSO4+HCl
KNO3+H2SO4=KHSO4+HNO3
Більшість солей H2SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4, SrSO4, PbSO4, малорозчиниий CaSO4.
Чимало кольорових металів добувають ізсульфідних руд. Na2SO3, NaHSO3, Ca(HSO3)2 використовують при добуванні целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок учавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійномудобуванні Zn, Cd, Ni, Cu.
Азот.
За електронегативністю азот поступається лише фторуі кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення+1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідаєчислу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронноїоболонки до структури інертного газу (Ne).Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі.Азот добувають перегонкою рідкого повітря.
У молекулі N2 атоми зв’язані потрійнимзв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічнуактивність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм,з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучаєтьсялише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад3000oС. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках– окисником:
6Li+N2=2Li3N
3Mg+N2=Mg3N2
3H2+N2+2NH3
N2+O2=2NO
N2+3F2=2NF3
Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм невідповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металівступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:
Mg3N2+6HOH=3Mg(OH)2+2NH3
Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, нереагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак впромисловості добувають синтезом з простих речовин:
N2+3H2=2NH3
У лабораторії аміак можна одержати ізсолей амонію:
NH3
NH4Cl+NaOH=NaCl+NH4OH
H2O
Аміак розчиняється у воді, вінпроявляє донорні властивості. Розчин NH3 у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH4OH не існує. У реакціях зкислотами утворюютьсясолі амонію:
NH3+HCl=NH4Cl
2NH3+H2CO3=(NH4)2CO3
Солі амонію стійки за звичайних умов,але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак.Наприклад: (NH4)SO4=NH3+NH4HSO4. Проте у деяких випадках ( NH4Cl,NH4Br та ін.) утворені гази не розділяються:
NH4Cl=NH3+HCl
і припроходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процесзаміщення атомів водню:
2Al+2NH3=2AlN+3H2
Тому аміак часто використовуєтьсядля добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах збагатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr3.Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:
(Cr2O3)
4NH3+3O2=2N2+6H2O
(Pt)
4NH3+5O2=4NO+6H2O
У розчинах аміак швидко окислюєтьсягалогенами (Cl2, Br2):
2NH3+3Cl2=N2+6HCl
Азот утворює велику кількістьрізноманітних кисневих сполук. NO2 добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N2+O2 = 2NO) не використовується черезвеликі енергетичні витрати.
Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватисякиснем:
2NO+O2=2NO2
Взаємодія NO2з водою йде за рівнянням:
2NO2+HOH=HNO3+HNO2
Азотиста кислота HNO2 існує лише розчинах, багато якіїї солі (KNO2, NaNO3) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину аботемператури розкладається:
NO2
2HNO2=HOH+N2O3
NO
Тому кінцевими продуктами реакціїNO2 з водою є HNO3 та NO:
3NO2+HOH=2HNO3+NO
У присутності О2,NO перетворюється у NO2 і єдиним продуктом реакції стає HNO3:
4NO2+O2+2HOH=4HNO3
Ця реакція покладена в основупромислового способу добування азотної кислоти.
У водних розчинах HNO3 є сильною кислотою, практичноповнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшостіметалів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованоюазотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO2, розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N2O,N2, NH4NO3:
Cu+4HNO3(k)=Cu(NO3)2+2NO2+2HOH
3Cu+8HNO3(p)=3Cu(NO3)2+2NO+4HOH
4Zn+10HNO3(p)=4Zn(NO3)2+N2O+5HOH
Азотна кислота не реагує зблагородними металами (Au, Pt таін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідокутворення на їх поверхні при дії HNO3 інертних оксидних плівок.
Окиснювальні властивості азоту (5) унітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивнихметалів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO3= Ag + 2NO2 + O2.
Найширшого застосування набули аміак іазотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотноїкислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO2 (NO3)2 придобуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – придобуванні пластиннових металів.
Фосфор.
У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншуелектронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідаєзавершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стаєнайвищий ступінь окислення +5.
Добування фосфору при дії вугілля іпіску на фосфат кальцію в електропечах при 1500оС:
Ca3(PO4)2+5C+3SiO2=3CaSiO3+2P+5CO
Фософр утворює кілька алотропічнихмодіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічнихрозчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50оС.Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічнийрозчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які вінвиявляє у реакціях з неметалами:
4P+3O2 (надлишок)=2P2O3
4P+5O2 (надлишок)=2P2O5
2P+5Cl2 (надлишок)=2PCl5
В реакціях з активними металамифосфор виступає в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg3P2. Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом,при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:
P4+3NaOH+3HOH=PH3+3NaH2PO2
Сполуки фосфору з металами, фосфіди,забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg3P2+6H2O=3Mg(OH)2+2PH3. Фосфін реагує з деякимисильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH3+HI=PH4I. Припідвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночасфосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:
2PH3+4O2=P2O5+3HOH
При дії лугу на бфлий фосфор разом зфосфіном утворює сіль NaH2PO2 (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H3PO2. Кислота сильна,одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються прихімічному нікелюванні:
NiSO4+NaH2PO2+HOH=Ni+NaH2PO3+H2SO4
При взаємодії P2O5 з водою утворюються фосфорні кислоти:
P2O5+HOH=2HPO3 (метафосфорна кислота)
P2O5+2HOH=H4P2O7(дифосфорна кислота)
P2O5+3HOH=2H3PO4 (ортофосфорнакислота)
Найбільше значення має ортофосфорнакислота (фосфорна).
Для її добування окрім реакції P2O5 з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:
Ca3(PO4)2+3H2SO4=3CaSO4+2H3PO4
Кислота триосновна, утворює три типисолей: середні, або фосфати (Na3PO4,Ca3 (PO4)2), кислі, втому числі гідрофосфати (Na2HPO4,CaHPO4) і дегідрофосфати (NaH2PO4, Ca(H2PO4)2).
Фосфор є шкідливою домішкою в човунахі сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великихкількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.
Вуглець.
Електронегативність вуглецю=2,5,електрони хімічних зв’язків можутьзсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), атакож до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомісполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкишийступінь окислення +4.
Більшість його знаходиться укарбонатах (CaCO3, MgCO3). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті,вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простихречовин – графіту, алмазу.
Відомо кілька алотропічних модифікаційвуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.
Вуглець – найтугоплавкіша простаречовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає вреакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях зкиснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості:
Ca+2C=CaC2 C+O2=CO2
4Al+3C=Al4C3 C+2S=CS2
2H2+C=CH4 C+PbO=Pb+CO
З галогенами вууглець безпосередньо нереагує.
Карбіди металів можна розділити на двігрупи: карбіди S- (P-) металів ікарбіди d – металів. Карбідипершої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидівметалів і вуглеводнів:
CaC2+2HOH=Ca(OH)2+C2H2 (HCºCH)
Al4C3+12HOH=4Al(OH)3+3CH4
Карбіди звичайно добувають дієюнадлику вуглецю на оксиди металів:
CaO+3C=CaC2+CO
V2O5+7C=2VC+5CO
Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО2.При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО2 Со+О2=СО2,СО2 припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:
CO2+C=2CO
При пропусканні парів води кріз шарразжареного коксу утворюється суміш СО і Н2, які називаються водянимгазом:
C+HOH=CO+H2
СО за звичайних умов поводить себе якнесолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак припідвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солімурашиної кислоти: Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості:
2CO+O2=2CO2 DH= -565 кДж.
Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2
NiO+CO=Ni+CO2
Оксиди вуглецю (2) сполучаються ізбагатьма металами, утворюючи карбоніди:
Fe+5CO=FeCO5 (карбоніл заліза)
Ni+4CO=Ni(CO)4 (карбоніл нікелю)
Велике значення має реакція СО заміаком:
CO+NH3=HCN+HOH
Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсьяпридії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловостітермічним розкладом CaCO3:
CaCO3=CaO+CO2
а у лабораторії – дією соляної кислотина СаСО3 в апараті Кіппа:
CaCO3+2HCl=CaCl2+HOH+CO2
СО2 розчиняється у воді,утворюючи вугільну кислоту:
CO2+HOH=H2CO3
Вугільна кислота нестійка, існує лишеу водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонатиможна використати дію вугільної кислоти на карбонати:
CaCO3+H2CO3=Ca(HCO3)2
для оборотного переходу –донейтралізація кислої солі:
Ca(HCO3)2+Ca(OH)2=2CaCO3+2HOH
В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягаютьзначному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно.
Вуглець і його сполуки дуже важливідля металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник приотриманні багатьох металів (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна, сталі та ін).
Кремній.
Електронегативність кремнію (1,9)невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступіньокислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступеніокислення (крім 0) – нестійкі.
Кремній одержують в електропечахвідновленням SiO2 коксом:
SiO2+2C=Si+2CO DH=68.9Дж.
Необхідний для напівпровідниківтехніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl4 з чистим цинком.
Кремній – полімер, в реакйії вступаєтільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н2, але з’єднується з галогенами:
Si+2Mg=Mg2Si (Si – окисник)
Si+O2=SiO2
Si+2Cl2=SiCl4 (Si – відновник)
Сполуки кремнію з металами, силіциди,як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg2Si, Ca2Si) легко реагують з кислотами (але не з водою),утворюючи сполуки кремнію з воднем, — сілани:
Mg2Si+4HCl=2MgCl2+SiH4
Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Sin+H2n+2.На повітрі сілани самозаймаються:
SiH4+2O2=SiO2+2HOH
при нагріванні розкладаються: SiH4=Si+2H2
Оксид кремнію SiO2 вприроді існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту,кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO2– тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайнихтемпературах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціяхз лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньоюшвидкістю при підвищених температурах:
2NaOH+SiO2=NaSiO3+HOH
Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2
З кислотами SiO2 не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO2+4HF=SiF4+2H2O.
Кремнієву кислоту можна отримати дієюкислоти на розчин Na2SiO3. Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин),при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна уводі, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищеннійконцентрації виникає поліконденсація.
Найбільш широко використовуютьсясилікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числіцеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін. Кварцовий пісок являється основноюскладовою частиною формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідкескло” Na2SiO3 – зв’язуючий матеріал вцих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та сталей, а також ін. сплавів.
Бор.
Бор – єдиний неметалічний елемент 3групи. Валентність бору частіш за все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і В-Н менш стійкі. В цьому подібністьс кремнієм (діагональна подібність). Дя бору характерний ступінь окислення +3.
Основні його мінерали борати кальціюта магнію, а також бура Na2B4O7и борна кислота H3BO3.
Бор отримують відновленням B2O3 магнієм:
3Mg+B2O3=3MgO+2B
Крім того, як і для кремніювикористовують термічний розклад сполук бору з воднем та йодом.
Бор – полімерна речовина, взвичайнихумовах реагує тільки з фтором, при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та навіть з азотом.З воднем не реагує:
Mg+2B=MgB2
4B+3O2=2B2O3
2B+3Cl2=2BCl3
В сполуках бору з металами переважаєметалічний зв’язок. Більш активнібориди S –металів, які реагують зкислотами:
3MgB2+6HCl=3MgCl2+B2H6+4b
Найпростішої сполуки ВН3 в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації.
Бороводні мало стійкі, при нагіваннілегко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються:В2Н6+3О2=В2О3+3Н2О.
Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи ортоборнукислоту:
B2O3+3HOH=2H3BO3
Ортоборна кислота розчина у воді. Дужеслабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М3ВО3, аутворює солі більш сильної тетроборної кислоти:
2NaOH+4H3BO4=Na2B4O7+7HOH
Тетроборат натрію може далі реагуватиз лугами та основними оксидами:
Na2B4O7+2NaOH=HOH+4NaBO2
Na2B4O7+CoO=2NaBO2+Co(BO2)2
При дії на бор азотом або аміакомутворюєтсья нітрид бору BN. Борвикористовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці тазварюванні.