2. Положение элементов-неметаллов в Периодической системе химических элементов д.И. Менделеева

Элементы-неметаллы:

• s-элемент – водород;

• р-элементы 3 группы – бор;

• 4 группы – углерод и кремний;

• 5 группы – азот, фосфор и мышьяк,

• 6 группы – кислород, сера, селен и теллур

• 7 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат.

Элементы 8 группы – инертные газы, занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой.

1.5. Химические свойства неметаллов

Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.

Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями (принимают электроны) - являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства (отдают ) проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.

Взаимодействие с простыми веществами

1. Взаимодействие с металлами:

2Na + Cl₂ = 2NaCl,

Fe + S = FeS,

6Li + N₂ = 2Li₃N,

2Ca + O₂ = 2CaO

в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.

2. Взаимодействие с другими неметаллами:

   • взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:

3H₂ + N₂ = 2NH₃,

H₂ + Br₂ = 2HBr;

• взаимодействуя с кислородом , все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:

S + O₂ = SO₂,

4P + 5O₂ = 2P₂O₅;

• при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем:

2F₂ + O₂ = 2OF₂;

• неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:

S + 3F₂ = SF₆,

C + 2Cl₂ = CCl₄.

Галогены (7 группа)

Физические свойства галогенов

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах
Фтор F2	Газ, не сжижается при обычной температуре	Светло-желтый	Резкий, раздражающий
Хлор CI2	Газ, сжижающийся при обычной температуре под давлением	Жёлто-зелёный	Резкий, удушливый
Бром Br2	Жидкость	Буровато-коричневый	Резкий, зловонный
Йод I2	Твёрдое вещество	Тёмно-серый с металлическим блеском	Резкий
Астат At2	Твёрдое вещество	Сине-чёрный с металлическим блеском	Вероятно, резкий

Химические свойства галогенов.

Рассмотрим свойства галогенов на примере хлора:

1.Взаимодействие с металлами	Mg + Cl2 MgCl2
2.Реакции с неметаллами	H2 + Cl2 2HCl
3.Взаимодействие со щелочами на холоду	2NaOH + Cl2 NaCl + NaClO + H2O
4.Взаимодействие со щелочами при нагревании	6NaOH + 3Cl2 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
5.Вытеснение менее активных галогенов из галогенидов	2KBr + Cl2 2KCl + Br2
6. С водой	H2O + Cl2 HCl + HClO(хлорная вода)

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ ХЛОРА 

Хлорноватистая кислота  HCl⁺¹O

 Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

 Химические свойства

 HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

 1)     Разлагается на свету, выделяя атомарный кислород

HClO = HCl + O 

2)     Со щелочами дает соли - гипохлориты

HClO + KOH = KClO + H₂O 

 3)      Взаимодействует с галогеноводородами

2HI + HClO = I₂ + HCl + H₂O 

Хлористая кислота HCl⁺³O_{2 (} HClO₂ - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты – хлориты)

 Химические свойства

  1.HClO₂ + KOH = KClO₂ + H₂O

 2.     Неустойчива, при хранении разлагается

4HClO₂ = HCl + HClO₃ + 2ClO₂ + H₂O

  Хлорноватая кислота HCl⁺⁵ O3 (HClO₃ - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты – хлораты)

 Химические свойства

 6P + 5HClO₃ = 3P₂O₅ + 5HCl

HCl+ KOH = KClO₃ + H₂O 

KClO₃ - Бертоллетова соль; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

 Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO₃  = KCl + 3KClO₄ (без катализатора)

2KClO₃  = 2KCl + 3O₂ (катализатор MnO₂)

Хлорная кислота HCl⁺⁷O₄  (HClO₄ - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты – перхлораты)

Получение

KClO₄ + H₂SO₄ = KHSO₄ + HClO₄

 Химические свойства

 1)     Взаимодействует со щелочами                                                                                       HClO₄ + KOH = KClO₄ + H₂O 

2)     При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO₄  = 4ClO₂ + 3O₂ + 2H₂O

KClO₄  = KCl + 2O₂

Халькогены ( элементы VIA группы)

Кислород, S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды». Соединения серы: пирит, или железный колчедан – FeS₂, киноварь – HgS, цинковая обманка – ZnS.

Кислород входит в состав таких руд, как корунд – Al₂O₃, магнитный железняк, или магнетит – Fe₃O₄, красный железняк, или гематит – Fe₂O₃, бурый железняк, или лимонит – 2Fe₂O₃ · 3H₂O, а также в состав других руд.

На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2. Кислород в соединении с фтором – OF₂ проявляет степень окисления +2. Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Кислород – самый распространенный элемент на Земле. Он входит в состав воды, которая покрывает поверхность земного шара, образуя его водную оболочку – гидросферу. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%. Кроме этого, он ещё входит в состав многих органических соединений.

Получение кислорода.

• В промышленности кислород получают из жидкого воздуха.

• 

• Кислород можно получить и при разложении воды в специальном устройстве – электролизёре..

• В лаборатории используют пероксид водорода (Н₂О₂). Эта реакция идёт в присутствии катализатора – оксида марганца IV.

• в лаборатории ещё используют реакцию разложения перманганата калия – KMnO₄ – «марганцовки».

кислород существует в виде двух аллотропных модификаций –O₂ и О₃.

Вещество	Агрегатное состояние при обычных условиях	Цвет	Запах	Температура плавления, 0С	Температура кипения, 0С
Кислород О2	Газ	Бесцветный, в жидком состоянии – голубой	Без запаха	- 218,2	- 182,8
Озон О3	Газ	Бесцветный, в жидком состоянии – синий	Резкий, характерный запах	- 251	- 112

  

Химические свойства

Кислород не взаимодействует почти с галогенами, благородными газами, золотом и платиной.

Взаимодействует:

• Кислород энергично реагирует с металлами. Например, в реакции с литием, образуется оксид лития, в реакции с медью – оксид меди (II).

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Cu + O₂ = 2CuO

• Кислород реагирует с неметаллами. Так в реакции с cерой образуется оксид серы (IV), в реакции с фосфором – оксид фосфора (V).

S + O₂ = SO₂

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

Почти все реакции с кислородом экзотермические (то есть сопровождаются выделением теплоты). Исключение составляет реакция азота с кислородом, которая является эндотермической.

N₂ + O₂ ↔ 2NO – Q

   Кислород окисляет не только простые, но и сложные вещества. Например, в реакции горения метана образуется вода и углекислый газ, в результате горения сероводорода образуется сернистый газ и вода.

CH₄ + 2O₂ = CO₂↑ + 2H₂O

2H₂S + 3O₂ = 2SO₂↑ + 2H₂O