Будова простих речовин
Атоми одного й того
ж елементу, сполучаючись між собою з
утворенням простих речовин, проявляють
ступінь окиснення, рівний 0. Властивості
цих речовин дуже різноманітні, і
класифікувати їх можна на основі видів
хімічного зв’язку і типів кристалічної
структури. Основні типи кристалічних
структур простих речовин, утворених
p-елементами,
визначаються розташуванням останніх
в таблиці Менделєєва і виявляють
періодичний характер, що видно із таблиці
зміни типів кристалічних решіток простих
речовин, наведеній нижче. Речовини з
атомними кристалічними решітками (C, B,
Si) мають велику твердість, дуже високу
температуру плавлення ( 2000 С)
та проявляють напівпровідникові
властивості (їх електропровідність
залежить від температури). Речовини
молекулярної будови за звичайних умов
– гази (Н2,
F2, O2,
Cl2, Br2,
N2), рідини
(Br2) або
тверді речовини з низькими температурами
плавлення (I2,
S, Р). У твердому стані всі вони мають
молекулярні кристалічні решітки.
ІІІ |
ІV |
V |
VІ |
VІІ |
VІІІ |
B |
C |
N |
O |
F |
Ne |
Al |
Si |
P |
S |
Cl |
Ar |
Ga |
Ge |
As |
Se |
Br |
Kr |
In |
Sn |
Sb |
Te |
I |
Xe |
Tl |
Pb |
Bi |
Po |
At |
Rn |
металічні |
атомні |
молекулярні |
|||
Прості речовини елементів VIІІ групи є сукупностями їх атомів (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), вони при звичайних умовах газоподібні, а в конденсованому стані утворюють ковалентні кристали, які вже при незначному нагріванні легко плавляться, а потім із рідкого стану переходять в газоподібний.
В залежності від алотропних видозмін при звичайних умовах забарвлення простих речовин може бути різним, проте сірка завжди жовтого кольору, бром – буро-червоного, хлор – зеленого, фтор – жовто-зеленого, йод – темно-фіолетового, водень, кисень та азот є безбарвними газами.
Хімічні властивості простих речовин
F2,
O2 та O3,
N2 як прості
речовини найбільш електронегативних
елементів вступають у хімічні реакції
тільки в якості окисників. Інші прості
речовини неметалів можуть виступати в
окисно-відновних реакціях як в ролі
окисників, так і в ролі відновників в
залежності від того, з яким по силі
окисником чи відновником вступає дана
речовина в хімічну реакцію. Тому можна
відмітити наступні реакції, характерні
для неметалів:
1) Неметали можуть вступати у взаємодію з металами (при безпосередньому контакті за звичайних умов або при певних умовах, зокрема, при підвищеній температурі). Загальна закономірність таких взаємодій полягає в тому, що чим більша різниця у значеннях електронегативності між металом і неметалом, тим активніше відбувається ця взаємодія. Сполуки утворюються за рахунок того, що метал віддає свої валентні електрони неметалу, тобто в процесі реакції неметал – окисник, а метал – відновник. При цьому утворюються відповідні бінарні сполуки іонного типу, в яких неметал має властивий йому негативний ступінь окиснення.
Неметал |
Приклад взаємодії |
Назви утворених сполук неметалу |
Метали, які можуть вступати у взаємодію |
Умови, при яких відбувається взаємодія |
F2 |
|
фториди |
всі |
при звичайних умовах |
O2 |
2Mg+O2 2MgO 3Fe+2O2 FeOFe2O3 |
оксиди
|
всі, крім Ag, Au, Pt
|
лужні та лужно-земельні метали окиснюються киснем повітря при звичайних умовах; інші – при нагріванні |
N2 |
6Na+N2 Na3N |
нітриди |
тільки s-метали |
при нагріванні |
Cl2 |
2Na+Cl2 2NaCl 2Fe+Cl2 FeCl3 |
хлориди |
всі |
при звичайних умовах |
S |
Fe+S FeS |
сульфіди |
всі, крім Au, Pt, Ru |
при нагріванні |
C |
Ca+C CaC2 4Al+3C Al4C3 |
карбіди |
майже всі |
при нагріванні |
P |
3Ca+2P Ca3P2 |
фосфіди |
майже всі |
при нагріванні |
H2 |
2Na+H2 2NaH |
гідриди |
тільки s-метали |
|
Si |
2Ca+Si Ca2Si |
силіциди |
майже всі |
при нагріванні |
2) Неметали можуть вступати у взаємодію між собою. Оскільки різниця у значеннях електронегативності між двома різними неметалами не надто велика, то безпосередньо (напряму) між собою взаємодіють не всі неметали навіть при підвищеному тиску та температурі, окремі взаємодії відбуваються при наявності каталізаторів, дуже часто реакції є оборотніми. В результаті взаємодії утворюються бінарні сполуки (зв’язок ковалентний, в тій чи іншій мірі полярний), в яких більш електронегативний елемент має властивий йому негативний ступінь окислення, а менш електронегативний – позитивний ступінь окислення. Електронегативність елементів зростає в ряду .
Проста речовина |
Як окисник |
Як відновник |
|
Фтор |
Взаємодіє майже з усіма неметалами (в т.ч. з Хе), крім О2 та N2 |
||
|
S+2F2 SF4
C+2F2
H2+F2
Si+2F2 SiF4 |
– |
|
Кисень |
Безпосередньо не взаємодіє тільки з галогенами, інертними газами. |
||
|
N2+O2
S+O2 SО2 2С+О2 2СО або С+О2 СО2 4Р+3О2 2Р2О3 або 4Р+5О2 2Р2О5 2Н2+O2 2H2O 4В+3O2 2В2О3 Si+O2 SiО2 |
– |
|
Азот |
Інертний, взаємодіє тільки з С, В, N2, O2 при високій температурі або в присутності каталізаторів |
||
|
2C+N2 (CN)2
3Н2+N2
2B+N2 2BN |
N2+O2 2NO
|
|
Сl2,Br2,I2 |
Безпосередньо не взаємодіють з інертними газами, вуглецем, киснем, азотом; енергійність реакцій спадає в ряду Сl2–Br2–I2 |
||
|
2S+Cl2 S2Cl2 2P+3Cl2 2PCl3 або 2P+5Cl2 2PCl5
H2+Cl2
2B+ 3Cl2 2ВCl3 |
|
|
Сірка |
Взаємодіє при створенні необхідних умов з усіма неметалами, крім азоту |
||
|
C+2S CS2 4P+6S 2P2S3 або 4P+10S 2P2S5
H2+S
2В+3S B2S3 |
S+F2 SF6 S+O2 SO2
|
|
Вуглець |
Найбільш реакційноздатним є аморфний вуглець, потім – графіт, алмаз; реакції протікають при нагріванні |
||
|
2H2+C CH4
|
C+F2 СF4 C+O2 CO2 C+N2 (CN)2 C+S CS2
|
|
Фосфор |
Реакції протікають при нагріванні; найактивніший – білий фосфор |
||
|
2P+3H2+
Р+3І2 2РІ3 |
4Р+3О2 2Р2О3 4Р+5О2 2Р2О5 2P+3Cl2 2PCl3 2P+5Cl2 2PCl5 4P+6S 2P2S3 4P+10S 2P2S5 |
|
Водень |
Взаємодіє майже з усіма неметалами, крім бору, силіцію |
||
|
|
H2+F2 2HF; 2H2+O2 2H2O 3Н2+N2 2NH3; H2+Cl2 2HCl H2+Br2 2HBr H2+S H2S 2H2+C CH4 або H2+2С C2H2 H2+І2 2HІ; 3H2+2P 2PH3 |
|
Бор |
При нагріванні взаємодіє з киснем, азотом, хлором, бромом, сіркою |
||
Силіцій |
При нагріванні взаємодіє з киснем, хлором, бромом, сіркою |
||
|
|
Si + О2 SiО2 |
|
CF4
2HF
2NO
2NH3
2HCl
H2S
2PH3Неметали здатні вступати у взаємодію не тільки з простими, але і з складними речовинами, причому характер таких взаємодій різний в залежності від окислювальної (відновної) здатності неметалу.
З водою більшість неметалів не взаємодіє, за виключенням: |
F2+H2O 4HF+O2 Cl2+HOH HCl+HClO С+Н2О СО+Н2 |
З лугами більшість неметалів не взаємодіє, за виключенням: |
Cl2+2KOH KCl+KClO+H2O 3Cl2+6KOH 5KCl+KClO3+3H2O 8P+3Ba(OH)2+6H2O2PH3+3Ba(H2PO4)2 2B+2KOH+2H2O2KBO2+3H2 Si+2KOH+H2OK2SiO3+2H2 |
З кислотами найсильніші окисники – галогени, кисень, озон – здатні взаємодіяти як окисники: так, відповідно до значень електронегативності вільний галоген ( та кисень) витісняє послідуючий з його галогеноводню; хлор окислює Н3РО3 в Н3РО4. |
O2+4HCl
O2+4HBr
O2+4HI
Cl2+2HBr 2HCl+Br2 Cl2+2HI 2HI+I2 Br2+2HI 2HBr+I2 Cl2+H3PO3+H2O H3PO4+2HCl |
З кислотами-окисниками неметали, що проявляють відновні властивості, здатні вступити у взаємодію: |
S+2H2SO4(конц.) 3SO2+2H2O S+6HNO3(конц.) H2SO4+6NO2+2H2O C+2H2SO4 (конц.) CO2+4NO2+2H2O C+4HNO3(конц.) CO2+4NO2+2H2O 2P+ 5H2SO4(конц.) 2Н3РО4+5SO2+2H2O P+5HNO3+2H2O 3H3PO4+5NO В+HNO3(к) H3BO3+3NO2 В+3HCl+HNO3 BCl3+NO+2H2O 3Si+18HF+4HNO33H2SiF6+4NO+8H2O |
2H2O+2Cl2
2H2O+2Br2
2H2O+2I2
Інші окисно-відновні взаємодії неметалів:
Неметал як окисник |
Неметал як відновник |
2F2+SiO2 SiF4+O2 F2+2KCl 2KF+Cl2 |
S+KClO3 KCl+SO3 3C+ S+2KNO3 K2S+N2+3CO2 |
F2+2KBr 2KF+Br2 O2+CO CO2 O2+NO NO2 O2+P2O3 P2O5
3O2+4NH3
5O2+4NH3
4O3+PbS PbSO4+4O2 O3 +2KI+H2O O2+2KOH+I2 Cl2+SO2+2H2O 2HCl+H2SO4 4Cl2+Na2S2O3+5H2O2NaCl+6HCl+2H2SO4 Cl2+2KBr 2KCl+Br2 Cl2+2KI 2KCl+I2 2Cl2+2C+SiO2 SiCl4+CO 4Cl2+SiH4 SiCl4+4HCl Cl2+SiH4 SiH3Cl+HCl Cl2+SiH3Cl SiH2Cl2+HCl Cl2+SiH2Cl2 SiHCl3+HCl Cl2+SiHCl3 SiCl4+HCl S+2KNO3+3C K2S+N2+3CO2 |
C +2CaSO4 2SO2+2CaO+CO2 4C+BaSO4 BaS+4H2O С+2SiO2+2Na2SO4 2Na2SiO3+2SO2+CO2 C+CO2 2CO C+ZnO Zn+CO C+SiO2 Si+2CO C+CaO CaC2+CO C+Al2O3 Al4C3+6CO 2C+2Cl2+SiO2 SiCl4+CO P+5HNO3 H3PO4+5NO2+H2O 6P+5KClO3 5KCl+3P2O5 3H2+W2O3 3H2O+W 3H2+CO H2O+CН4 2H2+CO СН3ОН Н2+С2Н4 С2Н6 4B+3SiO2 2B2O3+3Si Si+SiO22SiO Si+2H2S SiS2+2H2 |
2N2+6H2O
4NO+6H2O