2.3. Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния.

Водород (Н) - особый элемент, т.к. в его атоме единственный электрон не экранирован от ядра другими электронами. В периодической системе водород размещается в первой группе, потому что его атом, как и атомы щелочных металлов, содержит один валентный электрон. Одновременно водород находится и в седьмой группе, поскольку в его атоме, как и в атомах галогенов, не достаёт одного электрона до полного заполнения внешнего энергетического уровня. Положение водорода в седьмой группе вместе с галогенами более правомерно, т.к. он образует, подобно галогенам, двухатомные молекулы и отрицательно заряженные ионы. К тому же он, как и галогены, неметалл.

Ионизационный потенциал атомарного водорода 13,6 эв, электроотрицательность 2,1. Двухатомные молекулы водорода Н₂очень легки, подвижны, неполярны. Межмолекулярное взаимодействие между ними слабое - дисперсионное. Поэтому водород плохо растворяется в жидкостях и очень летуч - температура его кипения 20,5 К или -252,6^oC, а затвердевает водород при 14 К. Энергия связи в молекуле довольна велика (434 кДжмоль), поэтому ее распад на атомы начинается лишь при 2000 К. По этой причине реакции с участием водорода протекают, как правило, при нагревании. При этом водород проявляет как восстановительные, так и окислительные свойства:

CuO + H₂(восстановитель) =Cu + H₂O

2Na + H₂(окислитель) =2NaH - гидрид натрия

Благородные металлы, никель, железо катализируют реакции с участием водорода; в присутствии катализаторов проводятся синтезы аммиака, метанола и все реакции с участием водорода в органической химии.

Водород входит в состав соединений в степенях окисления -1 и +1. Соединения водорода с более электроположительными элементами называются гидридами; они подразделяются на ионные, ковалентные и металлические.

p-Элементы седьмой группы имеют общее название галогены(“солеобразователи”). Наиболее распространенным галогеном является хлор, который в виде хлоридов натрия, калия, кальция и магния находится в водах океанов, морей и соленых озер.

В таблице приведены некоторые характеристики атомов и

двухатомных молекул галогенов:

Элемент	F	Cl	Br	I	At
Валентные электроны	2s22p5	3s2sp5	4s24p5	5s25p5	6s26p5
Радиус атома, нм	0,071	0,099	0,114	0,133	-
Ионизационный потенциал, эВ	17,4	13,0	11,8	10,4	9,2
Электроотрицательность	4,0	3,0	2,8	2,5	-
Длина связи в молекуле, нм	0,142	0,200	0,229	0,267	-
Энергия связи, кДж/моль	155	239	190	149	117
(Г2+ 2е = 2Г-), В	2,72	1,36	1,09	0,54	-

Из таблицы видно, что у галогенов закономерно возрастают радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, увеличивается длина связи в молекулах простых веществ. Энергия связи при переходе от F₂кCl₂увеличивается, т.к. в молекуле хлора дополнительно образуются донорно-акцепторные связи за счет свободныхd-орбиталей и заполненных р-орбиталей, а при переходе от хлора к брому, иоду и астату из-за увеличения длины связи – энергия связи уменьшается.

Электронная конфигурация валентных электронов атомов галогенов ns²np⁵. Галогены - неметаллы, обладающие большим сродством к электрону. Присоединение электрона приводит к образованию галогенид-ионов с устойчивой 8-электронной оболочкой благородного газа.

Все галогены - окислители: фтор - наиболее сильный окислитель, хлор и бром тоже относятся к окислителям, а йод проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. Таким образом, окислительная активность галогенов по группе сверху вниз уменьшается, поэтому вышестоящий галоген вытесняет нижестоящие из их соединений с металлами:

Cl₂+2NaBr=2NaCl+Br₂ Сl₂+2KI=2KСl + I₂

Молекулы галогенов двухатомны. При обычных условиях F₂и Сl₂- газы, Вr₂- жидкость, а I₂- твердое вещество с молекулярной кристаллической решеткой. Фтор и хлор, а также пары брома и йода ядовиты.

Так как йод имеет молекулярную кристаллическую решетку, то при нагревании он сублимируется (возгоняется) без разрушения в виде молекул I₂

Фтор образует соединения только в одной степени окисления -1. Остальные галогены, кроме этой степени окисления, образуют соединения в положительных степенях окисления от +1 до максимальной +7.

Кислород - самый распространенный элемент в природе. Он входит в состав песка, глины, горных пород и воды, в виде простого вещества О₂присутствует в воздухе. Энергия двойной связи в молекуле О₂довольно велика (498 кДж/моль), поэтому распад молекулы на атомы начинается при температуре свыше 2000 К. Кислород - сильный окислитель, однако из-за прочности его молекулы реакции окисления (горения) проходят, как правило, при высоких температурах.

Если в колбу, наполненную кислородом опустить кусочек раскаленного железа, то начинается бурная реакция. 4Fe + 3O₂ =2 Fe₂O₃

Кислород входит в соединения в степенях окисления -2, -1, +2 и +1. Соединения в степени окисления -2 (оксиды, основания, кислоты, соли) наиболее распространены. В степени окисления -1 он находится в пероксидах.

Сера существует в виде восьмиатомных молекул S₈. Сера плавится при 115^оС и кипит при 445^оС.

Сера при взаимодействии с металлами является окислителем:

Zn + S = ZnS 2Al + 3S = Al₂S₃

а при взаимодействии с сильными окислителями - восстановителем:

S + 6HNO₃= H₂SO₄+ 6NO₂+ 2H₂O

С водой сера не взаимодействует, в щелочах при нагревании диспропорционирует по уравнению:

3S+ 6NaOH= 2Na₂S+Na₂SO₃+ 3H₂O

Азотсодержится в атмосфере Земли в виде прочных двухатомных молекул N₂с тройной связью. Большая прочность молекулярного азота является причиной его малой химической активности. Лишь с некоторыми активными металлами, например с литием, азот взаимодействует как окислитель при невысоких температурах, образуя нитриды. Другие металлы и водород окисляются азотом при высоких температурах. В реакции с кислородом азот является восстановителем. Взаимодействие этих веществ с образованием NO заметно только при 4000^оС; энергия активации этой реакции - самая высокая из всех известных - равна 540 кДж/моль.

Основная область применения азота - синтез аммиака. Аммиак NH₃получают взаимодействием простых веществ по обратимой реакции:

N₂+ 3H₂2NH₃+Q

Белый фосфор- мягкое воскообразное вещество, состоящее из тетраэдрических молекул Р₄. Он плавится при 44^оС, кипит при 257^оС. При 800^оС начинается диссоциация четырехатомных молекул на двухатомные Р₂, а при 1200^оС - на атомы. Белый фосфор - реакционноспособное вещество. На воздухе при комнатной температуре он окисляется до Р₄О₁₀, а при 40^оС происходит самовоспламенение и бурное горение фосфора:

Р₄+ 5О₂= Р₄О₁₀

Самовоспламенение белого фосфора

Изучение окисления белого фосфора привело к открытию цепных реакций Н.Н.Семеновым - российским физико-химиком, лауреатом Нобелевской премии.

Фосфор также горит в среде галогенов, диоксида азота и СО₂, окисляется азотной и концентрированной серной кислотами до Н₃РО₄:

Р₄ + 10Сl₂ = 4РCl₅ 2P₄ + 10NO₂ = 2P₄O₁₀ + 5N₂

P₄ + 10CO₂ = P₄O₁₀ + CO

3P₄+ 20HNO₃+ 8H₂O= 12H₃PO₄+ 20NO

При нагревании в растворах щелочей белый фосфор диспропорционирует:

Р₄+ 3КОН + 3Н₂О = РН₃+ 3КН₂РО₂

Белый фосфор и, особенно, его пары очень ядовит.

Существуют другие модификации фосфора. Красный фосфоробразуется при нагревании белого фосфора без доступа воздуха до 300^oC. Красный фосфор не ядовит, на воздухе воспламеняется при 240^оС.

Черный фосфоробразуется при нагревании белого под большим давлением. Он наименее активен, не ядовит, по внешнему виду и свойствам напоминает графит.

Углеродшироко распространен в природе: углекислый газ в атмосфере, карбонаты кальция, магния, цинка, железа в земной коре, углеводородные соединения в нефти, природном газе, торфе и растениях. Каменный уголь является углеродом с различными примесями. В свободном состоянии углерод встречается в природе в двух аллотропических модификациях: графит и алмаз.

Графит Алмаз

Кристаллическая решетка графитасостоит из плоских слоев атомов углерода, которые вsp²- гибридном состоянии связаны между собой в правильные смыкающиеся шестиугольники. Соседние слои атомов углерода в графите связаны между собой слабым межмолекулярным взаимодействием. Слои легко отделяются один от другого, поэтому при проведении графитом по бумаге или дереву остается след (черта).

Атомы углерода в алмазенаходятся в состоянииsp³- гибридизации и связаны между собой в трехмерную тетраэдрическую сетку. Из всех твердых веществ алмаз имеет максимальное число атомов в единице объема, что объясняет его твердость

Графит и алмаз химически очень инертны: не взаимодействуют с HNO₃и царской водкой, устойчивы в щелочах, с кислородом, серой, галогенами и металлами взаимодействуют только при высоких температурах. Аморфный углерод более активен: он окисляется азотной кислотой и концентрированной серной:

С + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O C + 2H₂SO₄ = CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

Углерод широко используется в хозяйственной деятельности человека. В виде кокса он применяется в металлургии для восстановления металлов.

FeO+C=CO+Fe,

т.е. является восстановителем.

Кремний- второй по распространенности (после кислорода) элемент. Он входит в состав около 3000 минералов, из которых состоят горные породы и земная кора.

Кремний химически инертен. При комнатной температуре он взаимодействует только со фтором, а реакции с хлором и кислородом протекают с заметной скоростью при 400^оС и 600^оС. С кислотами и царской водкой кремний не взаимодействует, и только смесь азотной и фтороводородной кислот переводит кремний в раствор в виде комплексного соединения:

3Si + 4HNO₃ + 18НF = 3H₂SiF₆ + 4NO + 8H₂O

Кремний взаимодействует с расплавами и растворами щелочей, при этом он, в отличие от других неметаллов, не диспропорционирует, а только окисляется:

Si + 4KOH = K₄SiO₄+ 2H₂

Кремний взаимодействует при высоких температурах со многими металлами, образуя силициды. В силицидах щелочных и щелочноземельных металлов химическая связь имеет ионно-ковалентный характер, состав соединений постоянный, соответствующий степени окисления кремния (-4): Na₄Si, Mg₂Si и т.д. Таким образом, кремний проявляет окислительные свойства.

Кремний не реагирует с водородом, но его соединения с водородом силанысуществуют: SiH₄(моносилан). С галогенами кремний образует тетрагалогениды: газообразный SiF₄, жидкие SiCl₄и SiBr₄и твердый SiI₄. С серой кремний образуетдисульфид кремния SiS₂. С углеродом кремний образует карбид кремния.