Егэ простые вещества

Атомы металлов сравнительно легко отдают валентные электроны и переходят в положительно заряженные ионы, т.е. окисляются. В этом, как вам известно, заключается главное общее свойство и атомов, и простых веществ — металлов.

Металлы в химических реакциях всегда восстановители. Восстановительная способность атомов простых веществ — металлов, образованных химическими элементами одного периода или одной главной подгруппы Периодической системы Д.И. Менделеева, изменяется закономерно.

Электрохимический ряд напряжений металлов

Восстановительную активность металла в химических реакциях, которые протекают в водных растворах, отражает его положение в электрохимическом ряду напряжений металлов.

На основании этого ряда напряжений можно сделать следующие важные заключения о химической активности металлов в реакциях, протекающих в водных растворах при стандартных условиях ($t=25°С, р=1 атм$):

1. Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является.
2. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее).
3. Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе.

Восстановительная активность металла, определенная по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решетки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.

Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой.

Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе $Na$ — более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов $Li^+$ значительно больше, чем энергия гидратации $Na^+$, поэтому первый процесс является энергетически более выгодным.

Рассмотрев общие положения, характеризующие восстановительные свойства металлов, перейдем к конкретным химическим реакциям.

Взаимодействие металлов с неметаллами

1. С кислородом большинство металлов образуют оксиды — основные и амфотерные. Кислотные оксиды переходных металлов, например оксид хрома (VI) $CrO_3$ или оксид марганца(VII) $Mn_2O_7$, не образуются при прямом окислении металла кислородом. Их получают косвенным путем.

Щелочные металлы $Na, K$ активно реагируют с кислородом воздуха, образуя пероксиды:

Оксид натрия получают косвенным путем, при прокаливании пероксидов с соответствующими металлами:

Литий и щелочноземельные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха, образуя основные оксиды:

Другие металлы, кроме золота и платиновых металлов, которые вообще не окисляются кислородом воздуха, взаимодействуют с ним менее активно или при нагревании:

2. С галогенами металлы образуют соли галогеноводородных кислот, например:

3. С водородом самые активные металлы образуют гидриды — ионные солеподобные вещества, в которых водород имеет степень окисления $–1$, например:

Многие переходные металлы образуют с водородом гидриды особого типа — происходит как бы растворение или внедрение водорода в кристаллическую решетку металлов между атомами и ионами, при этом металл сохраняет свой внешний вид, но увеличивается в объеме. Поглощенный водород находится в металле, по-видимому, в атомарном виде.

Существуют и гидриды металлов промежуточного характера.

4. С серой металлы образуют соли — сульфиды, например:

5. С азотом металлы реагируют несколько труднее, т.к. химическая связь в молекуле азота $N_2$ очень прочна; при этом образуются нитриды. При обычной температуре взаимодействует с азотом только литий:

Взаимодействие металлов со сложными веществами

1. С водой. Щелочные и щелочноземельные металлы при обычных условиях вытесняют водород из воды и образуют растворимые основания — щелочи, например:

Другие металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода, тоже могут при определенных условиях вытеснять водород из воды. Но алюминий бурно взаимодействует с водой, только если удалить с его поверхности оксидную пленку:

Магний взаимодействует с водой только при кипячении, при этом также выделяется водород:

Если горящий магний внести в воду, то горение продолжается, т.к. протекает реакция: $2H_{2}+O_{2}=2H_2O$ (говорит водород). Железо взаимодействует с водой только в раскаленном виде:

2. С кислотами в растворе ($HCl, H_2SO_{4(разб.)}, CH_3COOH$ и др., кроме $HNO_3$) взаимодействуют металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода. При этом образуются соль и водород.

Например:

$2Al↖{0}+6{H}↖{+1}Cl=2Al↖{+3}Cl_{3}+3{H_2}↖{0}↑,$

$2CH_3COO{H}↖{+1}+Mg↖{0}=Mg↖{+2}(CH_3COO)_2+{H_2}↖{0}↑$

А вот свинец (и некоторые другие металлы), несмотря на его положение в ряду напряжений (слева от водорода), почти не растворяется в разбавленной серной кислоте, т.к. образующийся сульфат свинца $PbSO_4$ нерастворим и создает на поверхности металла защитную пленку.

3. С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде.

Например:

$Fe↖{0}+{Cu}↖{+2}SO_4=Fe↖{+2}SO_4+Cu↖{0}$

Нужно помнить, что реакция идет в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов — крупный русский физико-химик. Он расположил металлы по химической активности в «вытеснительный ряд», ставший прототипом ряда напряжений металлов.

4. С органическими веществами. Взаимодействие с органическими кислотами аналогично реакциям с минеральными кислотами. Спирты же могут проявлять слабые кислотные свойства при взаимодействии со щелочными металлами:

$2C_2H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_2H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Аналогично реагирует и фенол:

$2C_6H_5O{H}↖{+1}+2{Na}↖{0}→2C_6H_5O{Na}↖{+1}+{H_2}↖{0}↑$.

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение углеродного скелета молекулы (реакция А. Вюрца):

${2CH_3Cl}↙{хлорметан}+2Na→{C_2H_6}↙{этан}+2NaCl$

5. Со щелочами в растворе взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Например:

$2Al+2KOH+6{H_2}↖{+1}O=2K[Al↖{+3}(OH)_4]+3{H_2}↖{0}↑$.

6. Металлы могут образовывать друг с другом химические соединения, которые получили общее название интерметаллических соединений. В них чаще всего не проявляются степени окисления атомов, которые характерны для соединений металлов с неметаллами. Например:

$Cu_3Au, LaNi_5, Na_2Sb, Ca_3Sb_2$ и др.

Интерметаллические соединения обычно не имеют постоянного состава, химическая связь в них в основном металлическая. Образование этих соединений более характерно для металлов побочных подгрупп.

Химические свойства щелочных металлов ($Na, K$)

Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы I группы Периодической системы. На внешнем энергетическом уровне атомы этих элементов содержат по одному электрону, находящемуся на большом удалении от ядра. Они легко отдают этот электрон, поэтому являются сильными восстановителями. Во всех соединениях щелочные металлы проявляют степень окисления $+1$. Все они типичные металлы, имеют серебристо-белый цвет, мягкие (режутся ножом), легкие и легкоплавкие. Активно взаимодействуют со всеми неметаллами:

Все щелочные металлы при взаимодействии с кислородом (исключение — $Li$) образуют пероксиды. В свободном виде щелочные металлы не встречаются из-за их высокой химической активности.

Оксиды — твердые вещества, имеют основные свойства. Их получают, прокаливая пероксиды с соответствующими металлами:

Гидроксиды $NaOH, KOH$ — твердые белые вещества, гигроскопичны, хорошо растворяются в воде с выделением теплоты, их относят к щелочам:

Соли щелочных металлов почти все растворимы в воде. Важнейшие из них: $Na_2CO_3$ — карбонат натрия; $Na_2CO_3·10H_2O$ — кристаллическая сода; $NaHCO_3$ — гидрокарбонат натрия, пищевая сода; $K_2CO_3$ — карбонат калия, поташ; $Na_2SO_4·10H_2O$ — глауберова соль; $NaCl$ — хлорид натрия, пищевая соль.

Химические свойства щелочноземельных металлов ($Ca, Mg$)

Кальций ($Ca$) является представителем щелочноземельных металлов, как называют элементы главной подгруппы II группы, но не все, а только начиная с кальция и вниз по группе. Это те химические элементы, которые, взаимодействуя с водой, образуют щелочи. Кальций на внеш нем энергетическом уровне содержит два электрона, степень окисления $+2$.

Физические и химические свойства кальция и его соединений представлены в таблице.

Магний ($Mg$) имеет такое же строение атома, как и кальций, степень его окисления также $+2$. Мягкий металл, но его поверхность на воздухе покрывается защитной пленкой, что немного снижает его химическую активность. Его горение сопровождается ослепительной вспышкой. $MgO$ и $Mg(OH)_2$ проявляют основные свойства. Хотя $Mg(OH)_2$ и малорастворим, но окрашивает раствор фенолфталеина в малиновый цвет.

Оксиды $MgO$ — твердые белые тугоплавкие вещества. В технике $CaO$ называют негашеной известью, а $MgO$ — жженой магнезией, их используют в производстве строительных материалов.

Реакция оксида кальция с водой сопровождается выделением теплоты и называется гашением извести, а образующийся $Ca(OH)_2$ — гашеной известью. Прозрачный раствор гидроксида кальция называется известковой водой, а белая взвесь $Ca(OH)_2$ в воде — известковым молоком.

Соли магния и кальция получают взаимодействием их с кислотами.

$CaCO_3$ — карбонат кальция, мел, мрамор, известняк. Применяется в строительстве. $MgCO_3$ — карбонат магния — применяется в металлургии для освобождения от шлаков. $CaSO_4·2H_2O$ — гипс. $MgSO_4$ — сульфат магния — называют горькой, или английской, солью, содержится в морской воде. $BaSO_4$ — сульфат бария — благодаря нерастворимости и способности задерживать рентгеновские лучи применяется в диагностике («баритовая каша») желудочно-кишечного тракта.

На долю кальция приходится $1,5%$ массы тела человека, $98%$ кальция содержится в костях.

Кальций и его соединения.

Кальций	Оксид и гидроксид кальция	Соли кальция
1. Серебристо-белый металл. 2. Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: $2Ca+O_2=2CaO$ $Ca+Cl_2=CaCl_2$ $Ca+S=CaS$ $Ca+H_2=CaH_2$ 3. Вытесняет водород из воды: $Ca+2H_2O=Ca(OH)_2+H_2↑$ 4. Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): $2Ca+ThO_2=Th+2CaO$ Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: $CaCl_2=Ca+Cl_2↑$	1. Порошки белого цвета. 2. Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$ б) взаимодействует с кислотными оксидами: $CaO+SiO_2=CaSiO_3$ 3. Гидроксид кальция проявляет свойства сильного основания: $Ca(OH)_2=Ca^{2+}+2OH^{–}$ $Ca(OH)_2+CO_2=CaCO_3↓+H_2O$; $Ca(OH)_2+Ca(HCO_3)_2=2CaCO_3↓+2H_2O$$ Получение 1. Оксида — обжиг известняка: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ 2. Гидроксида — гашение негашеной извести: $CaO+H_2O=Ca(OH)_2$	1. Образует нерастворимый карбонат: $Ca^{2+}+CO_3^{2−}=CaCO_3↓$ и растворимый гидрокарбонат: $CaCO_{3(кр)}+CO_2+H_2O=Ca(HCO_3)_{2(р-р)}$ 2. Образует нерастворимый фосфат: $3Сa_{2+}+2PO_4^{3−}=Ca_3(PO_4)_2↓$ и растворимый дигидрофосфат: $Ca_3(PO_4)_{2(кр)}+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_{2(р-р)}$ 3. Гидрокарбонат разлагается при кипячении или испарении раствора: $Ca(HCO_3)_2=CaCO_3↓+CO_2↑+H_2O$ 4. Обожженный природный гипс: $CaSO_4·2H_2O=CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O$ затвердевает при взаимодействии с водой, снова образуя кристаллогидрат: $CaSO_4·0,5H_2O+1,5H_2O=CaSO_4·2H_2O$

Химические свойства алюминия

Алюминий ($Al$) — элемент главной подгруппы III группы Периодической системы. У него на внешнем энергетическом уровне три электрона, которые алюминий легко отдает при химических взаимодействиях. У атомов алюминия восстановительные свойства выражены ярче, чем у бора, т.к. у алюминия имеется промежуточный слой с восемью электронами ($2e↖{-}; 8e↖{-}; 3e↖{-}$), который препятствует притяжению электронов к ядру. Алюминий имеет степень окисления $+3$.

Алюминий — серебристо-белый металл, $t°_{пл}=660°С$. Это самый распространенный металл земной коры, обладает высокой коррозионной стойкостью. Малая плотность алюминия ($2,7 г/{см^3}$) в сочетании с высокой прочностью и пластичностью его сплавов делают алюминий незаменимым в самолетостроении. Высокая электропроводность алюминия (в $1.6$ раза меньше, чем у меди) позволяет заменять медные провода более легкими — алюминиевыми.

Высокая химическая активность алюминия используется в алюминотермии, с помощью которой получают хром, ванадий, титан и другие металлы.

Прочность химической связи в оксиде $Al_2O_3$ обуславливает его механическую прочность, твердость. $Al_2O_3$ — корунд, абразивный материал. Искусственный рубин — $Al_2O_3$ с добавлением оксида хрома. Химические свойства алюминия и его соединений обобщены в таблице.

Алюминий и его соединения.

Алюминий	Соединения алюминия
Оксид алюминия	Гидроксид алюминия
1. Серебристо-белый легкий металл. 2. Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ 3. Вытесняет водород из воды: $2Al+6H_2O=2Al(OH)_3↓+3H_2↑$ 4. Взаимодействует с кислотами: $2Al^{0}+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2^0{↑}$ 5. Взаимодействует с водным раствором щелочи: $2Al+2H_2O+2NaOH=2NaAlO_2+3H_2{↑}$ 6. Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): $8Al+3Fe_3O_4=9Fe+4Al_2O_3+Q$ Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): $2Al_2O_3=4Al+3O_2{↑}–3352 кДж$	1. Очень твердый порошок белого цвета 2. Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: $Al_2O_3+6H^{+}=2Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al_2O_3+2OH^{–}=2AlO_2^{−}+H_2O$ Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: $4Al+3O_2=2Al_2O_3$ б) в реакции алюминотермии: $2Al+Fe_2O_3=Al_2O_3+2Fe$; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$	1. Белый нерастворимый в воде порошок. 2. Проявляет амфотерные свойства, взаимодействует: а) с кислотами: $Al(OH)_3+3HCl=AlCl_3+3H_2O$ $Al(OH)_3+3H^{+}=Al^{3+}+3H_2O$ б) со щелочами: $Al(OH)_3+NaOH=NaAlO_2+2H_2O$ $Al(OH)_3+OH^{–}=AlO_2^{−}+2H_2O$ 3. Разлагается при нагревании: $2Al(OH)_3=Al_2O_3+3H_2O$ Образуется при: а) взаимодействии растворов солей алюминия с растворами щелочей (без избытка): $Al^{3+}+3OH^{–}=Al(OH)_3↓$ б) взаимодействии алюминатов с кислотами (без избытка): $AlO_2^{−}+H^{+}+H_2O=Al(OH)_3↓$ Соли алюминия в водных растворах гидролизуются: $Al^{3+}+H_2O⇄AlOH^{2+}+H^{+}$ $AlOH^{2+}+H_2O⇄Al(OH)_2^{+}+H^{+}$ $Al(OH)_2^{+}+H_2O⇄Al(OH)_{3}+H^{+}$

Химические свойства меди

Медь ($Cu$) — элемент побочной подгруппы первой группы. Электронная формула: ($…3d^{10}4s^1$). Десятый d-электрон атома меди подвижный, т. к. переместился с $4s$-подуровня. Медь в соединениях проявляет степени окисления $+1(Cu_2O)$ и $+2(CuO)$.

Медь — мягкий, блестящий металл, имеющий красную окраску, ковкий и обладает хорошими литейными качествами, хороший тепло- и электропроводник. Температура плавления $1083°С$.

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

$Cu+2H_2SO_{4(конц.)}=CuSO_4+SO_2↑+2H_2O$;

$Cu+4HNO_{3(конц.)}=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O$.

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид $CuO$ черного цвета и воду:

$Cu^{2+}+2OH^{–}=Cu(OH)_2↓; Cu(OH)_2 {→}↖{t°} CuO+H_2O$

Химические свойства цинка

Цинк ($Zn$) — элемент побочной подгруппы II группы. Его электронная формула следующая: ($…3d^{10}4s^2$). Так как в атомах цинка предпоследний $d-$подуровень полностью завершен, то цинк в соединениях проявляет степень окисления $+2$.

Цинк — металл серебристо-белого цвета, практически не изменяющийся на воздухе. Обладает коррозионной стойкостью, что объясняется наличием на его поверхности оксидной пленки.

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

$Zn+Cl_2→↖{t°}ZnCl_2$,

$2Zn+O_2→↖{t°}2ZnO$,

$Zn+S→↖{t°}ZnS$.

Цинк вытесняет водород из кислот:

$Zn+2Н^{+}=Zn^{2+}+H_2↑$

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):

$ZnSO_4+2NaOH={Zn(OH)_2}↙{белый}↓+Na_2SO_4$,

$Zn(OH)_2+2NaOH={Na_2[Zn(OH)_4]}↙{тетрагидроксоцинкат натрия}$

Химические свойства хрома

На примере хрома ($Cr$) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально: происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома $+6$. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

$Cr+2H^{+}=Cr^{2+}+H_{2}↑$.

При добавлении раствора щелочи к такому раствору образуется осадок $Me(OH)_2$, который быстро окисляется кислородом воздуха:

$4Cr(OH)_2+O_2+2H_2O=4Cr(OH)_3$.

Ему соответствует амфотерный оксид $Cr_2O_3$. Оксид и гидроксид хрома (в высшей степени окисления) проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты ($H_2CrO_4$) в кислой среде превращаются в дихроматы — соли дихромовой кислоты ($H_2Cr_2O_7$). Окисление сопровождается изменением окраски, т.к. соли хроматы желтого цвета, а дихроматы — оранжевого.

$2CrO_4^{2-}+H^{+}⇄Cr_2O_7^{2-}+H_2O$

Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

Химические свойства железа

Железо ($Fe$) — элемент побочной подгруппы VIII группы и 4-го периода Периодической системы. Как и положено металлу $4$-го периода, атомы железа имеют четыре энергетических уровня, но заполняется у них не последний, а предпоследний, третий от ядра, уровень. Распределение электронов таково: $2e↖{-};8e↖{-};14e↖{-};2e↖{-}$. Подобно всем металлам, атомы железа проявляют восстановительные свойства, отдавая при химических взаимодействиях не только два электрона с последнего уровня и приобретая степень окисления $+2$, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления повышается до $+3$.

Железо — металл со всеми характерными свойствами металлов: высокими тепло- и электропроводностью, ковкостью, металлическим блеском, высокой $t°_{пл}=1540°С$ и плотностью $ρ=7,85 г/{см^3}$. Железо образует сплавы с неметаллами (углеродом) и другими металлами. Железо может намагничиваться, оно обладает ферромагнетизмом. Для железа характерны два ряда соединений: соединения железа (II) и железа (III). Химические свойства железа и его соединений приведены в таблице. Железо входит в состав крови человека (гемоглобин), содержится оно и в некоторых растениях: шпинате, салате, капусте.

Роль железа в жизни человека общеизвестна, об этом можно не говорить. Железо — это основа всей современной цивилизации.

Железо и его соединения.

Железо	Оксиды железа (II) и (III)	Гидроксиды железа (II) и (III)
1. Серебристо-белый металл. 2. Взаимодействует с простыми веществами: а) горит в кислороде: $3Fe+2O_2=Fe_3O_4$ б) реагирует с хлором: $2Fe+3Cl_2=2FeCl_3$ в) взаимодействует с серой: $Fe+S=FeS$ 3. Реагирует с растворами кислот: $Fe+2H^{+}=Fe^{2+}+H_2↑$ 4. Вытесняет водород из воды при сильном нагревании: $Fe+H_2O=FeO+H_2↑$ 5. Окисляется в присутствии воды и кислорода воздуха (с образованием ржавчины): $4Fe+6H_2O+3O_2=4Fe(OH)_3$ 6. Замещает менее активный металл в растворе его соли: $Fe+Cu^{2+}=Fe^{2+}+Cu$ Получение Восстановление оксидов железа оксидом углерода (II), водородом или алюминием: $Fe_3O_4+4CO=3Fe+4CO_2$ $FeO+H_2=Fe+H_2O$ $Fe_2O_3+2Al=2Fe+Al_2O_3$	1. Проявляют основные свойства, взаимодействуя с кислотами: $FeO+2H^{+}=Fe^{2+}+H_2O$ $Fe_2O_3+6H^{+}=2Fe^{3+}+3H_2O$ 2. Оксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, взаимодействуя при нагревании с основными оксидами с образованием ферритов: $MnO+Fe_2O_3=Mn(FeO_2)_2$	1. Проявляют свойства нерастворимых в воде оснований: а) взаимодействуют с кислотами: $Fe(OH)_2+2H^{+}=Fe^{2+}+2H_2O$ $Fe(OH)_3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$ б) разлагаются при нагревании: $Fe(OH)_2=FeO+H_2O$ $2Fe(OH)_3=Fe_2O_3+3H_2O$ 2. Гидроксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, реагируя с горячими концентрированными растворами щелочей: $Fe(OH)_3+NaOH=NaFeO_2+2H_2O$ 3. Гидроксид железа (II) на воздухе окисляется в гидроксид железа (III): $4Fe(OH)_2+O_2+2H_2O=4Fe(OH)_3$ 4. Соли железа (II) и (III) гидролизуются: $Fe^{2+}+H_2O⇄FeOH^{+}+H^{+}$; $Fe^{3+}+H_2O⇄FeOH^{2+}+H^{+}$

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

Простые вещества — неметаллы.

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода $Н_2$, галогенов $F_2, Br_2, I_2$), двойные (например, в молекулах серы $S_2$), тройные (например, в молекулах азота $N_2$) ковалентные связи.

Как вам уже известно, простые вещества — неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы ($H_2, N_2, O_2, F_2, Cl_2, O_3$) или твердые вещества ($I_2, P_4, S_8$), и лишь один-единственный бром ($Br_2$) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.
2. Атомное строение. Эти вещества образованы длинными цепями атомов ($Cn, Bn, Sin, Sen, Ten$). 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. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ — аллотропных модификаций. Как вы помните, это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным составом молекул ($О_2, О_3$), и с разным строением кристаллов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен.

Элементы-неметаллы, обладающие свойством аллотропии, обозначены в схеме звездочкой. Так что простых веществ — неметаллов гораздо больше, чем химических элементов — металлов. Вы знаете, что для большинства металлов, за редким исключением (золото, медь и некоторые другие), характерна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ — неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: $P, Se_{аморф.}$ — желтые; $Bа_{морф.}$ — коричневый; $О_{2(ж)}$ — голубой; $Si, As_{мет.}$ — серые; $Р_4$ — бледно-желтый; $I_{1(г)}$ — фиолетово-черный с металлическим блеском; $Br_{2(ж)}$ — бурая жидкость; $Cl_{2(г)}$ — желто-зеленый; $F_{2(г)}$ — бледно-зеленый; $S_{8(т)}$ — желтая.

Несмотря на большие различия в физических свойствах неметаллов, все-таки нужно отметить и некоторые их общие черты. Все газообразные вещества, жидкий бром, а также типичные ковалентные кристаллы — диэлектрики, т.к. все внешние электроны их атомов использованы для образования химических связей. Кристаллы непластичны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Общие химические свойства неметаллов.

Как мы уже отмечали, для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства простых веществ — неметаллов.

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются, в первую очередь, при их взаимодействии с металлами (как вы знаете, металлы — всегда восстановители):

Окислительные свойства хлора $Cl_2$ выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл $Fe$, который имеет в соединениях устойчивые степени окисления $+2$ и $+3$, окисляется им до более высокой степени окисления.

2. Большинство неметаллов проявляют окислительные свойства при взаимодействии с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения:

3. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности:

Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окислительные свойства:

Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя.

Фтор $F_2$ — самый сильный окислитель из неметаллов, проявляет в реакциях только окислительные свойства.

4. Окислительные свойства неметаллы проявляют и в реакциях с некоторыми сложными веществами.

Отметим, в первую очередь, окислительные свойства неметалла кислорода в реакциях со сложными веществами:

а)${C}↖{-4}H_4+2{O_2}↖{0}→{C}↖{+4}{O_2}↖{-2}+2H_2{O}↖{-2}$

восстановитель ${C}↖{-4}-8{e}↖{-}→{C}↖{+4}|1$

окислитель ${O_2}↖{0}+4{e}↖{-}→2{O}↖{-2}|2$

б)$2{S}↖{+4}O_2+{O_2}↖{0}{→}↖{t°,кат.}2{S}↖{+6}{O_3}↖{-2}$

восстановитель ${S}↖{+4}-2{e}↖{-}→{S}↖{+6}|1$

окислитель ${O_2}↖{0}+4{e}↖{-}→2{O}↖{-2}|2$

Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами — неорганическими (а, б) и органическими (в, г):

а)$2{Fe}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{Cl_2}↖{0}=2{Fe}↖{+3}{Cl_3}↖{-1}$

восстановитель ${Fe}↖{+2}-1{e}↖{-}→{Fe}↖{+3}|2$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-}|1$

Сильный окислитель хлор $Cl_2$ окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III);

б)$2{K}↖{+1}{I}↖{-1}+{Cl_2}↖{0}={K}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{I_2}↖{0}$

восстановитель $2{I}↖{-1}-2{e}↖{-}→{I_2}↖{0}|1$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-1}|1$

Хлор $Cl_2$ как более сильный окислитель вытесняет иод $I_2$ в свободном виде из раствора иодида калия;

в)${C}↖{-4}H_4+{Cl_2}↖{0}{→}↖{свет}{CH_3}↖{-2}{Cl}↖{-1}+H{Cl}↖{-1}$

восстановитель ${C}↖{-4}-2{e}↖{-}→{C}↖{-2}|1$

окислитель ${Cl_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Cl}↖{-1}|1$

Галогенирование метана — характерная реакция для алканов;

г)${C}↖{-2}H_2{=}↙{водный р-р}{C}↖{-2}H_2+{Br_2}↖{0}→{C}↖{-1}H_2{Br}↖{-1}-{C}↖{-1}H_2{Br}↖{-1}$

восстановитель ${C}↖{-2}-1{e}↖{-}→{C}↖{-1}|2$

окислитель ${Br_2}↖{0}+2{e}↖{-}→2{Br}↖{-1}|1$

Вы помните, конечно, качественную реакцию на непредельные соединения — обесцвечивание бромной воды.

Восстановительные свойства простых веществ — неметаллов. При рассмотрении реакций неметаллов друг с другом мы уже отмечали, что, в зависимости от значения их электроотрицательности, один из них проявляет свойства окислителя, а другой — свойства восстановителя.

1. По отношению ко фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства.

2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислородом:

В результате реакций образуются оксиды неметаллов: несолеобразующие и солеобразующие кислотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: ${Cl_2}↖{+1}{O}↖{−2}, {Cl}↖{+4}{O_2}↖{-2}, {Cl_2}↖{+7}{O_7}↖{-2}, {Br_2}↖{+1}{O}↖{-2}, {Br}↖{+4}{O_2}↖{-2}, {I_2}↖{+5}{O_5}↖{-2}$ и др., которые получают косвенным путем.

3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами — окислителями:

а)${H_2}↖{0}+{{Cu}↖{+2}O}↙{оксид}{→}↖{t°}{Cu}↖{0}+{H_2}↖{+1}C$

восстановитель ${H_2}↖{0}-2{e}↖{-}→2{H}↖{+1}|1$

окислитель ${Cu}↖{+2}+2{e}↖{-}→{Cu}↖{0}|1$

б)$6{P}↖{0}+5{K{Cl}↖{+5}O_3}↙{соль}{→}↖{t}5K{Cl}↖{-1}+3{P_2}↖{+5}O_5$

восстановитель ${P}↖{0}-5{e}↖{-}→{P}↖{+5}|6$

окислитель ${Cl}↖{+5}+6{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|5$

в)${C}↖{0}+4{H{NO}↖{+5}O_3}↙{кислота}{→}↖{t°}{C}↖{+4}O_2↑+4{N}↖{+4}O_2↑+2H_2O$

восстановитель ${C}↖{0}-4{e}↖{-}→{C}↖{+4}|1$

окислитель ${N}↖{+5}+1{e}↖{-}→{N}↖{+4}|4$

г)

восстановитель ${H_2}↖{0}-2{e}↖{-}→{2H}↖{+}|1$

окислитель ${C}↖{0}+2{e}↖{-}→{C}↖{-2}|1$

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления-самовосстановления (диспропорционирования):

а)${Cl_2}↖{0}+H_2O⇄H{Cl}↖{-1}+H{Cl}↖{+1}O$

восстановитель ${Cl}↖{0}-1{e}↖{-}→{Cl}↖{+1}|1$

окислитель ${Cl}↖{0}+1{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|1$

б)$3{Cl_2}↖{0}+6KOH=5K{Cl}↖{-1}+K{Cl}↖{+5}O_3+2H_2O$

восстановитель ${Cl}↖{0}-5{e}↖{-}→{Cl}↖{+5}|1$

окислитель ${Cl}↖{0}+1{e}↖{-}→{Cl}↖{-1}|5$

Итак, подведем итоги. Большинство неметаллов могут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстановительные свойства не присущи только фтору $F_2$).

Водородные соединения неметаллов. Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений, в большинстве из которых неметалл имеет низшую степень окисления.

Период	Группа
III	IV	V	VI	VII
$2$	${B_2H_6}↙{диборан}$	$ {CH_4}↙{метан}$	$ {NH_3}↙{аммиак}$	$ {H_2O}↙{вода}$	$ {HF}↙{фтороводород}$
$3$		${SiH_4}↙{силан}$	$PH_3↙{фосфин}$	${H_2S}↙{сероводород}$	${HCl}↙{хлороводород}$
$4$			${AsH_3}↙{арсин}$	${H_2Se}↙{селеноводород}$	${HBr}↙{бромоводород}$
$5$				${H_3Te}↙{теллуроводород}$	${HI}↙{йодоводород}$

Среди приведенных формул веществ много таких, свойства, применение и получение которых вы изучали ранее: $CH_4, NH_3, H_2O, H_2S, HCl$.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом, т.е. синтезом:

$table 1.H_2+Cl_2=2HCl; 2.N_2+3H_2⇄2NH_3;}$ В промышленности так получают хлороводород и аммиак.

$table 3.C+2H_2=CH_4; 4.2H_2+O_2=2H_2O; 5.H_2+S⇄H_2S;}$ Синтезы метана, воды и сероводорода имеют в основном теоретическое значение.

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость).

Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание — $NH_3·H_2O$.

При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: $H_2S, H_2Se, H_2Te, HF, HCl, HBr, HI$.

Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго ($NH_3, H_2O, HF$) или третьего ($PH_3, H_2S, HCl$), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э—Н (где Э — неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов $HF, HCl, HBr, HI$ прочность связи Э—Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах $HCl, HBr, HI$ диссоциируют практически полностью — это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от $HF$ к $HI$. При этом $HF$ относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором — межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей $…Н—F…H—F…$. Атомы водорода связаны с атомами фтора $F$ не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

Химические свойства водорода.

В свободном состоянии водород существует в виде молекул $H_2$, атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной связью.

Водород ($Н$) — самый легкий газ из всех газообразных веществ. Имеет самую высокую теплопроводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При температуре $–252,8°С$ и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной:

$H_2=2H – 432$ кДж$.

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами:

$Ca+H_2=CaH_2$,

образуя гидрид кальция, и с $F_2$, образуя фтороводород:

$F_2+H_2=2HF$.

3. При высоких температурах получают аммиак:

$N_2+3H_2=2NH_3$.

и гидрид титана (металл в порошке):

$Ti+H_2=TiH_2$.

4. При поджигании водород реагирует с кислородом:

$2H_2+O_2=2H_2O+484 кДж$.

5. Водород обладает восстановительной способностью:

$CuO+H_2=Cu+H_2O$.

Химические свойства галогенов: хлор, бром, йод.

У галогенов наиболее ярко выражены свойства неметаллов.

Внешний энергетический уровень у атомов галогенов содержит семь электронов, что соответствует номеру группы Периодической системы — VII. Два электрона занимают s-орбиталь, пять — $p$-орбитали. Для элементов этой группы при увеличении числа заполненных электронами уровней размер атомов возрастает, а прочность связи с ядром снижается.

Молекулы галогенов двухатомные ($Cl_2, Br_2, I_2$). Галогены — вещества молекулярного строения. Температуры плавления и кипения веществ, состоящих из молекул, повышаются с увеличением молекулярной массы этих веществ. Хлор — газ желто-зеленого цвета, бром — красно-коричневая жидкость, йод — твердое вещество серо-фиолетового цвета. Водные растворы галогенов в воде называют хлорной, бромной и йодной водой.

1. Галогены — сильные окислители. Они окисляют простые и сложные вещества:

2. По окислительной активности каждый вышестоящий в Периодической таблице галоген является более сильным по отношению к нижестоящему. Поэтому каждый галоген вытесняет любой нижестоящий из его соединений:

3. Галогены активно реагируют с неметаллами:

На свету взрывается.

4. Галогены реагируют с водой, образуя атомарный кислород:

$H_2O+Cl_2=2HCl+O; O+O=O_2$.

5. Галогены очень активны в присутствии воды. Так, сухой хлор хранят в железных баллонах, а во влажном хлоре железо быстро ржавеет (совместное действие с водой продуктов реакции — кислоты и атомарного кислорода).

Водный раствор хлороводорода $HCl$ называют соляной, или хлороводородной, кислотой. Ей присущи все свойства кислот. Соляная кислота принимает участие в пищеварении живых организмов. В огромных масштабах соляная кислота используется во многих отраслях промышленности: химической, нефтедобывающей и нефтеперерабатывающей.

Химические свойства кислорода.

Кислород ($O$) — самый распространенный элемент на Земле. Он находится в атмосфере ($21%$ по объему), в земной коре ($92%$), в гидросфере ($89%$).

Кислород находится в VI группе Периодической системы, в главной подгруппе. Кислород проявляет во всех соединениях валентность II. Это низшая валентность из шести возможных в этой группе.

Кислород образует молекулы O2. Это газ без запаха, цвета и вкуса. Плотность кислорода при $0°С$ и давлении $1$ атм. $1,43$ г/л, что в $1,11$ раза больше плотности воздуха. Кислород малорастворим в воде. При $20°С$ и атмосферном давлении в $100$ объемах воды растворяется $3$ объема $O_2$. Температура кипения кислорода равна $–183°С$; при этой температуре и давлении $1$ атм. кислород превращается в жидкость голубого цвета.

Кислород является одним из самых активных веществ, легко вступающих в химические реакции.

Взаимодействие веществ с кислородом называется реакцией окисления этих веществ. Кислород принимает участие в таких окислительных процессах: горение, дыхание, ржавление металлов, гниение растительных и животных останков.

Реакции окисления, сопровождающиеся выделением теплоты и света, называются реакциями горения:

а) горение простых веществ:

— неметаллов:

$C+O_2=CO_2; S+O_2=SO_2; 4P+5O_2=2P_2O_5;$

— металлов:

$3Fe+2O_2=Fe_3O_4$, или $FeO·Fe_2O_3$.

Эти процессы горения происходят быстро. Возможно и медленное горение — окисление:

$2Cu+O_2=2CuO$;

б) горение сложных веществ:

$2{C_2H_2}↙{ацетилен}+5O_2→4CO_2+2H_2O$

У кислорода есть аллотропная модификация — озон $O_3$. Он образуется под воздействием солнечного излучения или электрического разряда:

Озон обладает запахом свежести. Разный состав молекул кислорода и озона определяет их разные свойства. Молекула озона очень непрочная, легко вступает в химические реакции. Озон проявляет сильные окислительные свойства, разрушает органические вещества (резину), окисляет металлы ($Au, Pt, Ag$):

${Ag+O_3=AgO+O_2↑}↙{text «(с кислородом серебро не реагирует)» }$

Химические свойства серы.

Атомы серы, как и атомы кислорода, имеют на внешнем энергетическом уровне $6{e}↖{-}$, два из них — неспаренные. Однако по сравнению с атомами кислорода атомы серы имеют больший радиус, меньшее значение электроотрицательности, поэтому проявляют восстановительные свойства, образуя соединения со степенями окисления $+2,+4,+6$. По отношению к водороду и металлам сера проявляет окислительные свойства со степенью окисления $–2$.

Сера ($S$) — твердое кристаллическое вещество желтого цвета, имеет молекулярную кристаллическую решетку, легко плавится, в воде нерастворима. Для серы характерна аллотропия. Ромбическая сера $S_8$ — стабильная модификация. Образует кристаллы октаэдрической формы лимонно-желтого цвета с $t°_{пл}=112,8°С$. Моноклинная сера имеет игольчатые кристаллы с $t°_{пл}=119,3°С$, легко переходит в ромбическую. Пластическая сера имеет линейное строение молекул, темно-коричневый цвет. Ее получают при выливании расплавленной при $160°С$ серы в холодную воду — образуется резиноподобная темно-коричневая масса.

В таблице обобщены химические свойства серы и ее соединений.

Сера и ее соединения.

Сера	Соединения серы
Оксиды серы	Серная кислота
1. При обычных условиях — твердое желтое кристаллическое вещество. 2. Горит в кислороде: $S+O_2=SO_2$ (проявляет восстановительные свойства). 3. Взаимодействует с металлами и водородом: $Fe+S=FeS$ $H_2+S=H_2S$ (проявляет окислительные свойства) В природе самородная сера $S$, сульфиды: $FeS_2$ (пирит), $CuS$; сульфаты: $CaSO_4·2H_2O$ (гипс), $Na_2SO_4$	1. При обычных условиях $SO_2$ — газ, $SO_3$ — жидкое вещество ($t°_{пл}=16,8°С$). 2. Проявляют свойства кислотных оксидов, взаимодействуя: — с водой: $SO_2+H_2O⇄H_2SO_3$ $SO_3+H_2O=H_2SO_4$ — со щелочами: $SO_2+2NaOH=Na_2SO_3+H_2O$ $SO_3+2NaOH=Na_2SO_4+H_2O$ — с основными оксидами: $SO_3+CaO=CaSO_4$ Получение: 1) оксида серы (IV) а) в промышленности: — горение серы $S+O_2=SO_2$ — обжиг пирита $4FeS_2+11O_2=2Fe_2O_3+8SO_2$ б) в лаборатории: $Na_2SO_3+H_2SO_4=Na_2SO_4+SO_2↑+H_2O$; 2) оксида серы (VI) в промышленности — каталитическое окисление оксида серы (IV): $2SO_2+O_2=2SO_3$	1. При обычных условиях — бесцветная тяжелая жидкость ($ρ≈2 г/см^3$), неограниченно растворимая в воде. 2. Сильная двухосновная кислота: $H_2SO_4=H^{+}+HSO_4^{-}⇄2H^{+}+SO_4^{2-}$ 3. Взаимодействует с металлами: $Zn+H_2SO_4=ZnSO_4+H_2↑$ В концентрированной кислоте пассивируются $Al$ и $Fe$. 4. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами: $H_2SO_4+2NaOH=Na_2SO_4+2H_2O$ $H_2SO_4+Cа(OH)_2=CаSO_4+2H_2O$ $3H_2SO_4+2Al(OH)_3=Al_2(SO_4)_3+6H_2O$ 5. Взаимодействует с основными и амфотерными оксидами: $H_2SO_4+CuO=CuSO_4+H_2O$ $H_2SO_4+ZnO=ZnSO_4+H_2O$ 6. Концентрированная кислота гигроскопична: Получение в промышленности в соответствии со схемой: $FeS_2(или S){→}↖{O_2}SO_2{→}↖{O_2}SO_3{→}↖{H_2O}H_2SO_4$

Химические свойства азота.

Азот ($N$) — первый представитель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из которых три — неспаренные. Значит, атомы азота могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень, и вследствие этого приобретают степени окисления $–3$ в соединениях с водородом (аммиак $NH_3$) и с металлами (нитриды $Li_3N, Mg_3N_2$).

Отдавая свои внешние электроны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду), атомы азота приобретают степени окисления $+3$ и $+5$. Атомы азота проявляют восстановительные свойства в степенях окисления $+1, +2, +4$.

Азот существует в свободном состоянии в виде молекулы $N_2$, атомы связаны прочной ковалентной связью $N≡N$. Азот — бесцветный газ без запаха и вкуса, в атмосфере его содержится $78%$. Азот — составная часть живых организмов.

Важнейшими соединениями азота являются аммиак, азотная кислота и ее соли. Азотная кислота и аммиак производятся в промышленности в больших объемах, т.к. соли ($NH_4NO_3, KNO_3$) являются удобрениями. Азотная кислота используется для получения красителей, пластмасс, взрывчатых веществ, лекарств.

Азот — жизненно важный элемент, поэтому круговорот азота в природе обеспечивает им атмосферу, почву, растительные и живые организмы.

В таблице обобщены химические свойства азота и его соединений.

Азот и его соединения.

Азот	Соединения азота
Аммиак	Оксиды азота	Азотная кислота
1. Очень прочная и поэтому малореакционноспособная молекула. 2. Проявляет окислительные свойства (в реакциях с водородом и металлами): $N_2+3H_2⇄2NH_3$ $N_2+3Mg=Mg_3N_2 3. Проявляет восстановительные свойства (в реакции с кислородом): $N_2+O_2=2NO$ Получение 1. В промышленности ректификацией жидкого воздуха. 2. В лаборатории термическим разложением нитрита аммония: $NH_4NO_2→↖{t°}N_2+2H_2O$	1. При н.у. бесцветный, резко пахнущий газ. 2. Взаимодействует с водой, образуя раствор слабого основания: $NH_3+H_2O⇄NH_4^{+}+OH^{–}$ 3. Схема электронного строения иона аммония: 4. Взаимодействует с кислотами: $NH_3+H^{+}=NH_4^+$ 5. Проявляет восстановительные свой ства: $2NH_3+3CuO{→}↖{t°}3Cu+3H_2O+N_2$ $4NH_3+3O_2=2N_2+6H_2O$ $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O$ Получение 1. В промышленности: $N_2+3H_2⇄2NH_3+92кДж$ 2. В лаборатории: $2NH_4Cl+Ca(OH)_2=CaCl_2+2NH_3↑+2H_2O$	1. Оксид азота (II) окисляется кислородом воздуха при комнатной температуре: $2NO+O_2=2NO_2$ 2. Оксид азота (IV) взаимодействует с водой в присутствии кислорода: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ Образуются при взаимодействии: 1) азота с кислородом при высокой температуре или в условиях электрического разряда: $N_2+O_2=2NO$ 2) аммиака с кислородом в присутствии катализатора: $4NH_3+5O_2{→}↖{кат}4NO+6H_2O;$ 3) меди с азотной кислотой: а) концентрированной: $Cu+4HNO_3=Cu(NO_3)_2+2NO_2↑+2H_2O;$ б) разбавленной: $3Cu+8HNO_3=3Cu(NO_3)_2+2NO↑+4H_2O$	1. Неустойчива, разлагается под действием света: $4HNO_3=2H_2O+4NO_2↑+O_2↑$ 2. Является сильной кислотой, диссоциирует необратимо в водном растворе: $HNO_3+H_2O=H_3O^{+}+NO_3^−$ 3. Взаимодействует с основными оксидами: $CаO+2HNO_3=Cа(NO_3)_2+H_2O$ $CаO+2H^{+}=Cа^{2+}+H_2O$ 4. Взаимодействует с основаниями: $Fe(OH)_3+3HNO_3=Fe(NO_3)_3+3H_2O$ $Fe(OH)_3+3H^{+}=Fe^{3+}+3H_2O$ 5. Реагирует с металлами без выделения водорода и по-разному — в зависимости от концентрации кислоты и активности металла. Получение 1. В промышленности взаимодействием оксида азота (IV) с водой и кислородом: $4NO_2+O_2+2H_2O=4HNO_3$ 2. В лаборатории вытеснением из солей нелетучей кислотой при нагревании: $2NaNO_{3,кр}+H_2SO_4=2HNO_3+Na_2SO_4$

Химические свойства фосфора.

Фосфор ($P$) — аналог азота. Однако атом фосфора характеризуется большим радиусом, меньшим значением электроотрицательности и более выраженными восстановительными свойствами. У фосфора реже встречается степень окисления $–3$ (только в фосфидах $Ca_3P_2, Na_3P$), чаще фосфор в соединениях имеет степень окисления $+5$, а вот соединение фосфин ($PH_3$) — тот редкий случай, когда ковалентная связь между атомами разных элементов неполярная, т.к. электроотрицательности фосфора почти одинаковы.

Химический элемент фосфор образует несколько аллотропных модификаций. Рассмотрим два простых вещества фосфора: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристаллическую решетку из молекул $P_4$. Он в порошкообразном состоянии воспламеняется, светится в темноте, ядовит. Красный фосфор имеет атомную кристаллическую решетку, окисляется на воздухе медленно, нерастворим, неядовит, не светится. Химические свойства фосфора и его соединений представлены в таблице.

В природе фосфор в свободном виде не встречается — только в виде соединений.

Фосфор также является составной частью тканей организма человека, животных и растений.

Фосфор и его соединения.

Фосфор	Соединения фосфора
Оксид фосфора (V)	Фосфорная кислота
1. При обычных условиях может существовать в виде двух аллотропных модификаций: красный и белый. 2. Горит в кислороде: $4P+5O_2=2P_2O_5$ (проявляет восстановительные свойства). Белый фосфор окисляется на воздухе при комнатной температуре: $P_4+3O_2=2P_2O_3$ Получение $2Ca_3(PO_4)_2+10C+6SiO_2=P_4↑+10CO↑+6CaSiO_3–Q$	1. При обычных условиях очень гигроскопическое твердое вещество белого цвета. 2. Проявляет свойства кислотных оксидов, взаимодействуя — с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4$ — со щелочами: $P_2O_5+6NaOH=2Na_3PO_4+3H_2O$ — с основными оксидами: $P_2O_5+3CaO=Ca_3(PO_4)_2$ Получение Сжигание фосфора в избытке воздуха: $4P+5O_2=2P_2O_5$	1. При обычных условиях бесцветное твердое вещество, неограниченно растворимое в воде. 2. Слабая трехосновная кислота: $H_3PO_4⇄H^{+}+H_2PO_4^{-}⇄2H^{+}+HPO_4^{2−}⇄3H^{+}PO_4^{3−}$ 3. Взаимодействует со щелочами, основаниями и амфотерными гидроксидами, а также с аммиаком: $H_3PO_4+3NaOH=Na_3PO_4+3H_2O$ $H_3PO_4+2NaOH=Na_2HPO_4+2H_2O$ $H_3PO_4+NH_3=NH_4H_2PO_4$ $H_3PO_4+2NH_3=(NH_4)_2HPO_4$ 4. Взаимодействует с основными оксидами: $2H_3PO_4+3CaO=Ca_3(PO_4)_2+3H_2O$ 5. Взаимодействует с фосфатом кальция, образуя дигидрофосфат (двойной суперфосфат): $Ca_3(PO_4)_2+4H_3PO_4=3Ca(H_2PO_4)_2$ Получение в промышленности: 1) по реакции оксида фосфора (V) с водой: $P_2O_5+3H_2O=2H_3PO_4;$ 2) по реакции фосфата кальция с серной кислотой при нагревании: $Ca_3(PO_4)_2+3H_2SO_4{→}↖{t°}3CaSO_4+2H_3PO_4$

Химические свойства углерода.

Углерод ($C$) — первый элемент главной подгруппы IV группы Периодической системы. На его высшем энергетическом уровне $4$ электрона, поэтому его атомы могут принимать четыре электрона, приобретая степень окисления $–4$, т.е. проявлять окислительные свойства, и отдавать свои электроны, проявляя восстановительные свойства, приобретая степень окисления $+4$.

О свойствах аллотропных модификаций алмаза и графита мы уже говорили ранее. Химические свойства углерода и его соединений обобщены в таблице.

Углерод — это особый химический элемент. Он — основа многообразия органических соединений, из которых построены все живые организмы на планете.

Углерод и его соединения.

Углерод	Соединения углерода
Оксид углерода (IV)	Угольная кислота
1. Имеет аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин, фуллерен. 2. Проявляет восстановительные свойства: а) горит в кислороде: $C+O_2=CO_2+Q$ неполное сгорание: $2C+O_2=2CO+Q;$ б) взаимодействует с оксидом углерода (IV), образуя ядовитое вещество — угарный газ: $C+CO_2=2CO;$ в) восстанавливает металлы из их оксидов: $C+2CuO=CO_2+2Cu$ Получение Неполное сжигание метана: $CH_4+O_2=C+2H_2O$	1. Газ без запаха, цвета и вкуса, тяжелее воздуха. 2. Кислотный оксид. 3. При растворении взаимодействует с водой: $CO_2+H_2O⇄H_2CO_3$ 4. Реагирует с основаниями (известковая вода при его пропускании мутнеет): $CO2+Ca(OH)_2=CaCO_3↓+H_2O$ 5. Реагирует с основными оксидами: $CO_2+CaO=CaCO_3$ 6. Образуется в реакциях: — горения углерода в кислороде: $C+O_2=CO_2$ — окисления оксида углерода (II): $2CO+O_2=2CO_2$ — сгорания метана: $CH_4+2O_2=CO_2+2H_2O$ — взаимодействия кислот с карбонатами: $CaCO_3+2HCl=CaCl_2+CO_2↑+H_2O$ — термического разложения карбонатов и гидрокарбонатов: $CaCO_3=CaO+CO_2↑$ $2NaHCO_3=Na_2CO_3+CO_2↑+H_2O$ — окислительных биохимических процессов дыхания, гниения	1. Непрочная молекула. Слабая двухосновная кислота. Равновесие в водном растворе: $CO_2+H_2O⇄H_2CO_3⇄H^{+}+HCO_3^{−}⇄2H^{+}+CO_3^{2−}$ 2. Взаимодействует с растворами щелочей как раствор углекислого газа в воде с образованием кислых (гидрокарбонатов) и средних (карбонатов) солей: $CO_2+NaOH=NaHCO_3$ $CO_2+2NaOH=Na_2CO_3+H_2O$ 3. Вытесняется из солей более сильными кислотами: $CaCO_3+2HCl=CaCl_2+CO_2↑+H_2O$ 4. Соли угольной кислоты подвергаются гидролизу: $2Na^{+}+CO_3^{2−}+H_2O⇄2Na^{+}+HCO_3^{−}+OH^{–}$ $CO_3^{2−}+H_2O⇄HCO_3^{−}+OH^–$

Химические свойства кремния.

Кремний ($Si$) — второй представитель главной подгруппы IV группы. По распространенности в природе кремний — второй после кислорода. Наиболее распространенными соединениями кремния являются диоксид кремния $SiO_2$ — кремнезем и силикаты.

Кристаллический кремний имеет структуру алмаза, очень хрупок, относится к тугоплавким веществам. При обычных условиях инертен, что объясняется прочностью его кристаллической решетки. В таблице обобщены химические свойства кремния и его соединений.

Соединения кремния служат основой производства стекла и цемента. Состав оконного стекла: $Na_2O·CaO·6SiO_2$.

Кремний и его соединения.

Кремний	Соединения кремния
Оксид кремния (IV)	Кремниевая кислота
1. Обладает полупроводниковыми свойствами. 2. Горит в кислороде: $Si+O_2=SiO_2+Q$ Получение — Восстановление оксида кремния (IV) углеродом (в промышленности): $SiO_2+2C=Si+2CO$ — порошком магния (в лаборатории): $SiO_2+2Mg=Si+2MgO$	1. Твердое бесцветное прозрачное вещество, легко затвердевающее в виде стекла. 2. В воде не растворяется и с водой не реагирует. 3. Как кислотный оксид взаимодействует с: а) щелочами: $SiO_2+2NaOH=Na_2SiO_3+H_2O;$ б) основными оксидами: $SiO_2+CaO=CaSiO_3$ 4. Вытесняет из солей летучие кислоты (реакции, лежащие в основе варки стекла): $SiO_2+Na_2CO_3=Na_2SiO_3+CO_2↑$ $SiO_2+CaCO_3=CaSiO_3+CO_2↑$	1. Очень слабая двухосновная не растворимая в воде кислота состава $mSiO_2·nH_2O(H_2SiO_3)$ 2. Разлагается уже при несильном нагревании: $H_2SiO_3=SiO_2+H_2O$ 3. Соли кремниевой кислоты (силикаты) подвергаются гидролизу: $4Na^{+}+2SiO_3^{2-}+2H_2O⇄4Na^{+}+Si_2O_5^{2−}+2OH^–$ $2SiO_3^{2-}+2H_2O⇄Si_2O_5^{2−}+2OH^–$ Получение Действие кислот на растворимые силикаты: $Na_2SiO_3+2HCl=2NaCl+H_2SiO_3↓$

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация неорганических веществ» (задание 5 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Химические вещества можно разделить на две группы: простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О₂, P₄).

Сложные вещества  состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H₃PO₄).

Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ)  расположены либо в главной подгруппе, либо в побочной. В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к какой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например, в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии, элемент номер 31, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ. К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ.  Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.

Основные классы сложных веществ — это оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2. Например, оксид лития Li₂O, оксид железа (II) FeO.

Кислотные оксиды — это оксиды, которые проявляют кислотные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов с любой степенью окисления. Например, оксид хлора (I) Cl₂O, оксид хрома (VI) CrO₃.

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N₂O и SiO.

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например, магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe₂O₃.

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл.  Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не  исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды:

основному оксиду соответствует гидроксид основание,

кислотному оксиду соответствует гидроксид  кислота,

амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид.

Например, оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH)₂.

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H₂CrO_4, и кислотный остаток хромат-ион CrO₄^2-.

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например: N₂O₅ + H₂O → H₂N₂O₆, делим на 2, получаем HNO₃. Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например: оксид P₂O₅, мета-форма: HPO₃. Добавляем воду, орто-форма: H₃PO₄. Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

Оксид хрома (III) — Cr₂O₃ — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH)₃ = HCrO₂,  кислотный остаток хромит: CrO₂^—.

Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:

Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH^—.

Основания можно разделить на растворимые в воде (щелочи), нерастворимые в воде, и разлагающиеся в воде.

К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:

NH₄OH → NH₃ + H₂O

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH), с двумя – двухкислотные (Ca(OH)₂) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH)₃).

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H₃O⁺(H⁺). Кислоты состоят из водорода H⁺ и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы: одноосновные (HNO₃), двухосновные (H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄) и т.д.

По содержанию атомов кислорода кислоты бывают бескислородные (например, соляная кислота HCl)  и кислородсодержащие (например, серная кислота H₂SO₄).

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.

Сильные кислоты. К ним относятся:

• Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI. Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
• Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ и др.

Слабые кислоты. К ним относятся:

• Слабые и растворимые кислоты: это H₃PO₄, CH₃COOH, HF и др.
• Летучие или неустойчивые кислоты: H₂S —  газ; H₂CO₃ — распадается на воду и оксид: H₂CO₃ → Н₂О + СО₂↑; H₂SO₃ — распадается на воду и оксид: H₂SO₃ → H₂O+ SО₂↑. 
• Нерастворимые в воде кислоты: H₂SiO₃ и другие.

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием.  Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная. Если 1 или 0 — то кислота слабая. 

Например: HClO: 1-1 = 0, следовательно, кислота слабая.

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH₄⁺) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания, то соли делят на средние, кислые и основные.

Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла (например, Na₂CO₃, K₃PO₄).

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов (например, NaHCO₃, K₂HPO₄).

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты (например, малахит (CuOH)₂CO₃).

По числу катионов и анионов соли разделяют на:

Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа (например, хлорид кальция CaCl₂).

Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа (например, алюмокалиевые квасцы – KAl(SO₄)₂).

 Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа (например, хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl).

По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.

Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной  воды (например, декагидрат сульфата натрия Na₂SO₄·10 H₂O).

Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K₃[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄]Cl₂).

Помимо основных классов неорганических соединений, существуют и другие.

Например, бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭН_х – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например, гидрид натрия NaH.

Летучие водородные соединения Н_хЭ – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например, аммиак NH₃, фосфин PH₃.

Тренировочный тест «Классификация неорганических веществ» 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация неорганических веществ» (задание 5 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Пройти тестирование по 10 заданиям
Пройти тестирование по всем заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

Вещество в химии — любая совокупность атомов и молекул. Вещества в химии подразделяются на простые и сложные.

Простые и сложные вещества

Простые вещества состоят из атомов одного химического элемента, то есть их образуют два и более одинаковых атома:
H₂, N₂, O₂, O₃(озон), Mn, Fe.

Сложные вещества состоят из атомов двух и более видов: KMnO₄, H₂SO₄, HCl.

Предмет химии (греч. chymos — сок)

У любой науки есть предмет изучения и методами, с помощью которых изучается предмет. Химия — наука о веществах,
их превращениях и явлениях, которые сопровождают эти превращения.

Хочу заметить важную деталь: необходимо четко разделять химические и физические реакции. При химических реакциях
происходят изменения в составе молекул: одни атомы сменяются другими, молекулы рвутся на части и собираются снова
в обновленном виде.

При физических реакциях молекулы неизменны, связи атомов внутри них не подвергается изменениям.

К признакам химических реакций относится ряд критериев:

• Выделение газа
• Появление запаха
• Изменение окраски раствора или реагирующих веществ
• Выпадение осадка
• Образование воды
• Выделение тепла
• Поглощение тепла

Аллотропия

Аллотропия (греч. allos — иной + tropos образ) — свойство некоторых химических элементов принимать различные физические формы,
существовать в виде двух и более простых веществ.

Такие уникальные способности имеются у углерода. Его известнейшие аллотропные модификации: алмаз, графит и фуллерен. В разделе
химических связей мы вернемся к ним, однако будет хорошо, если вы уже сейчас запомните: алмаз и графит имеют атомное строение,
фуллерен — молекулярное.

Обратите внимание: вы можете догадаться о строении веществ по их формуле. У фуллерена молекулу составляют 60 атомов углерода.
Мы изучали, что молекула — это как минимум два атома, соединенных вместе. Таким образом, уже по формуле, очевидно, что строение
фуллерена молекулярное.

Среди аллотропных модификаций фосфора выделяют: белый, красный и черный фосфор. Белый (P₄) фосфор имеет молекулярное
строение, а красный и черный (P_∞) — атомное.

Аллотропные модификации серы включают ромбическую, моноклинную, и пластическую серу. Ромбическая (S₈) и моноклинная
сера (S₈) имеют молекулярное строение. Пластическая сера (S_∞) представляет собой длинные цепочки атомов,
тем не менее также характеризуется молекулярным строением.

Надо заметить, что с течением времени, пластическая и моноклинная модификации серы, неустойчивые, превращаются в ромбическую, наиболее устойчивую.

Из аллотропных модификаций кислорода наиболее известен озон (греч. ozo — иметь сильный запах). Озон — неустойчивая модификация
кислорода, образуется в озоновом слое под действием ультрафиолетового излучения. Имеет молекулярное строение и формулу — O₃.

Озон — ядовитый газ. Применяется как окислитель при отбеливании, при очистке воды и кондиционировании воздуха. В медицине существует
целое направление, посвященное лечению с применение озона — озонотерапия.

Все химические элементы разделяют на металлы и неметаллы в зависимости от строения и свойств их атомов. Также на
металлы и неметаллы классифицируют образуемые элементами простые вещества, исходя из их физических и химических свойств.

В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева неметаллы расположены по диагонали: бор – астат и над ней в главных подгруппах.

Для атомов металлов характерны сравнительно большие радиусы и небольшое число электронов на внешнем уровне от 1 до 3 (исключение: германий, олово свинец – 4;
сурьма и висмут — 5; полоний — 6 электронов).

Атомам неметаллов, наоборот, свойственны небольшие радиусы атомов и число электронов на внешнем уровне от 4 до 8 (исключение бор, у него таких электронов –
три).

Отсюда стремление атомов металлов к отдаче внешних электронов, т.е. восстановительные свойства, а для атомов неметаллов – стремление к приему недостающих до
устойчивого восьмиэлектронного уровня электронов, т.е. окислительные свойства.

Металлы

В металлах – металлическая связь и металлическая кристаллическая решетка. В узлах решетки находятся положительно заряженные ионы металлов, связанные
посредством обобществленных внешних электронов, принадлежащих всему кристаллу.

Это обуславливает все важнейшие физические свойства металлов: металлический блеск, электро- и теплопроводность, пластичность (способность изменять форму под
внешним воздействием) и некоторые другие, характерные для этого класса простых веществ.

Металлы I группы главной подгруппы называют щелочными металлами.

Металлы II группы: кальций, стронций, барий – щелочноземельными.

Химические свойства металлов

В химических реакциях металлы проявляют только восстановительные свойства, т.е. их атомы отдают электроны, образуя в результате положительные
ионы.

1. Взаимодействуют с неметаллами:

а) кислородом (с образованием оксидов)

Щелочные и щелочноземельные металлы окисляются легко при обычных условиях, поэтому их хранят под слоем вазелинового масла или керосина.

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Ca + O₂ = 2CaO

Обратите внимание: при взаимодействии натрия – образуется пероксид, калия — надпероксид

2Na + O₂ = Na₂O₂, К + О2 = КО2

а оксиды получают прокаливанием пероксида с соответствующими металлом:

2Na + Na₂O₂ = 2Na₂O

Железо, цинк, медь и другие менее активные металлы медленно окисляются на воздухе и активно при нагревании.

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (смесь двух оксидов: FeO и Fe₂O₃)

2Zn + O₂ = 2ZnO

2Cu + O₂ = 2CuO

Золото и платиновые металлы не окисляются кислородом воздуха ни при каких условиях.

б) водородом (с образованием гидридов)

2Na + H₂ = 2NaH

Ca + H₂ = CaH₂

в) хлором (с образованием хлоридов)

2K + Cl₂ = 2KCl

Mg + Cl₂ = MgCl₂

2Al + 3Cl₂ =2AlCl₃

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется хлорид железа (III):

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

г) серой (с образованием сульфидов)

2Na + S = Na₂S

Hg + S = HgS

2Al + 3S = Al₂S₃

Обратите внимание: при взаимодействии железа образуется сульфид железа (II):

Fe + S = FeS

д) азотом (с образованием нитридов)

6K + N₂ = 2K₃N

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

2Al + N₂ = 2AlN

2. Взаимодействуют со сложными веществами:

Необходимо помнить, что по восстановительной способности металлы расположены в ряд, который называют электрохимическим рядом напряжений или активности
металлов (вытеснительный ряд Бекетова Н.Н.):

Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, (H₂), Cu, Hg, Ag, Au, Pt

а) водой

Металлы, расположенные в ряду до магния, при обычных условиях вытесняют водород из воды, образуя растворимые основания – щелочи.

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

Ba + H₂O = Ba(OH) ₂ + H₂↑

Магний взаимодействует с водой при кипячении.

Mg + 2H₂O = Mg(OH) ₂ + H₂↑

Алюминий при удалении оксидной пленки бурно реагирует с водой.

2Al + 6H₂O = 2Al(OH) ₃ + 3H₂↑

Остальные металлы, стоящие в ряду до водорода, при определенных условиях тоже могут вступать в реакцию с водой с выделением водорода и образованием
оксидов.

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑

б) растворами кислот

(Кроме концентрированной серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации. См. раздел «Окислительно-восстановительные реакции».)

Обратите внимание: не используют для проведения реакций нерастворимую кремниевую кислоту

Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.

Металлы, стоящие в ряду от магния до водорода, вытесняют водород из кислот.

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

Обратите внимание: образуются соли двухвалентного железа.

Fe + H₂SO_4(разб.) = FeSO₄ + H₂↑

Образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции. Например, свинец практически не реагирует с раствором серной кислоты из-за образования на
поверхности нерастворимого сульфата свинца.

Металлы, стоящие в ряду после водорода, НЕ вытесняют водород.

в) растворами солей

Металлы, стоящие в ряду до магния и активно реагирующие с водой, не используют для проведения таких реакций.

Для остальных металлов выполняется правило:

Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные в ряду правее него, и сам может быть вытеснен металлами, расположенными левее
него.

Cu + HgCl₂ = Hg + CuCl₂

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu

Как и в случае с растворами кислот, образование нерастворимой соли препятствует протеканию реакции.

г) растворами щелочей

Взаимодействуют металлы, гидроксиды которых амфотерны.

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂ [Zn(OH) ₄] + H₂↑

2Al + 2KOH + 6H₂O = 2K[Al(OH) ₄] + 3H₂↑

д) с органическими веществами

Щелочные металлы со спиртами и фенолом.

2C₂H₅OH + 2Na = 2C₂H₅ONa + H₂↑

2C₆H₅OH + 2Na = 2C₆H₅ONa + H₂↑

Металлы участвуют в реакциях с галогеналканами, которые используют для получения низших циклоалканов и для синтезов, в ходе которых происходит усложнение
углеродного скелета молекулы (реакция А.Вюрца):

CH₂Cl-CH₂-CH₂Cl + Zn = C₃H₆(циклопропан) + ZnCl₂

2CH₂Cl + 2Na = C₂H₆(этан) + 2NaCl

Неметаллы

В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. При этом образуются одинарные (в молекулах H₂, F₂,
Cl₂, Br₂, I₂), двойные (в молекулах О₂), тройные (в молекулах N₂) ковалентные связи.

Строение простых веществ – неметаллов:

1. молекулярное

При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (Н₂, N₂, O₂, O₃, F₂,
Cl₂) или твердые вещества (I₂, P₄, S₈) и лишь единственный бром (Br₂) является жидкостью. Все эти вещества молекулярного строения, поэтому
летучи. В твердом состоянии они легкоплавки из-за слабого межмолекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

2. атомное

Эти вещества образованы кристаллами, в узлах которых находятся атомы: (B_n, С_n, Si_n, Gen, Se_n, Te_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. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма
мала.

Многие элементы – неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций. Аллотропия может быть связана с разным составом молекул: кислород
О₂ и озон О₃ и с разным строением кристаллов: аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Элементы – неметаллы, имеющие аллотропные
модификации: углерод, кремний, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур.

Химические свойства неметаллов

У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение
электроотрицательности. В ряду неметаллов

At, B, Te, H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F

электроотрицательность возрастает и усиливаются окислительные свойства.

Отсюда следует, что для простых веществ – неметаллов будут характерны как окислительные, так и восстановительные свойства, за исключением фтора – самого
сильного окислителя.

1. Окислительные свойства

а) в реакциях с металлами (металлы всегда восстановители)

2Na + S = Na₂S (сульфид натрия)

3Mg + N₂ = Mg₃N₂ (нитрид магния)

б) в реакциях с неметаллами, расположенными левее данного, то есть с меньшим значением электроотрицательности. Например, при взаимодействии фосфора и серы
окислителем будет сера, так как фосфор имеет меньшее значение электроотрицательности:

2P + 5S = P₂S₅ (сульфид фосфора V)

Большинство неметаллов будут окислителями в реакциях с водородом:

H₂ + S = H₂S

H₂ + Cl₂ = 2HCl

3H₂ + N₂ = 2NH₃

в) в реакциях с некоторыми сложными веществами

Окислитель – кислород, реакции горения

CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O

2SO₂ + O₂ = 2SO₃

Окислитель – хлор

2FeCl₂ + Cl₂ = 2FeCl₃

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

CH₄ + Cl₂ = CH₃Cl + HCl

Ch₂=CH₂ + Br₂ = CH₂Br-CH₂Br

2. Восстановительные свойства

а) в реакциях с фтором

S + 3F₂ = SF₆

H₂ + F₂ = 2HF

Si + 2F₂ = SiF₄

б) в реакциях с кислородом (кроме фтора)

S + O₂ = SO₂

N₂ + O₂ = 2NO

4P + 5O₂ = 2P₂O₅

C + O₂ = CO₂

в) в реакциях со сложными веществами – окислителями

H₂ + CuO = Cu + H₂O

6P + 5KClO₃ = 5KCl + 3P₂O₅

C + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O

H₂C=O + H₂ = CH₃OH

3. Реакции диспропорционирования: один и тот же неметалл является и окислителем и восстановителем

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Повторим основные классы неорганических соединений.

1. Простые вещества. Вещества, состоящие из атомов одного типа. К ним относятся:
   1. Металлы (Me). Металлы характеризуются рядом физических свойств. Это электропроводность, ковкость и металлический блеск. К металлам относят элементы главных подгрупп, находящиеся на диагонали от к и находящиеся левее этой диагонали. Металлами являются также все элементы побочных групп. В приложенной таблице Менделеева металлы окрашены в зеленый, розовый цвет или двумя цветами сразу. Среди металлов отдельно выделяют:

− щелочные. Металлы I А группы. ;
− щелочноземельные. .

1. Неметаллы (НеМе). В приложенной таблице неметаллы окрашены в желтый и фиолетовый цвета. Среди неметаллов отдельно выделяют:

− галогены. Неметаллы VII A группы. ;
− благородные газы. .

1. Оксиды. Соединения, содержащие только элемент и кислород в степени окисления . Внимание, оксидами не являются перекиси и фторид кислорода .
   1. Основные оксиды. Оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды. Это оксиды металлов в степени окисления и , кроме и . Например, основными являются .
   2. Амфотерные оксиды. Оксиды, которым соответствует амфотерные гидроксиды. Это оксиды металлов в степенях окисления и , а также и . Например, амфотерными оксидами являются .
   3. Несолеобразующие оксиды. Несолеобразующие оксиды не реагируют с кислотами и щелочами, иногда их называют безразличными оксидами. В школьном курсе встречаются три несолеобразующих оксида: .
   4. Кислотные оксиды. Оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды. Кислотными считаются все оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих, и оксиды металлов со степенями окисления , , . Например, кислотными оксидами являются .

1. Гидроксиды. В состав гидроксидов входят атомы водорода, кислорода и еще некоего элемента. В зависимости от характера гидроксидов, их изображают либо как или как .
   1. Основные гидроксиды или основания. Это соединения вида , проявляющие определенный набор свойств (основных свойств). Основаниями являются гидроксиды металлов в степенях окисления и , кроме и . Например, основаниями являются
   2. Амфотерные гидроксиды. Гидроксиды, проявляющие свойства оснований и кислот. Амфотерными являются гидроксиды вида , где степень окисления металла или (в случае и ). Например, амфотерными гидроксидами являются .
   3. Кислотные гидроксиды или кислородосодержащие кислоты. Имеют общий вид , где – неметалл или металл в степени окисления Примерами кислородосодержащих кислот могут быть Стоит заметить, что кислоты бывают и бескислородными, но они не являются гидроксидами. Бескислородные кислоты:

1. Соли.Сложные соединения, содержащие в своем составе металлы (или металлоподобный ион ) и кислотные остатки. Кислотным остатком называется кислота, лишившаяся атомов
   1. Средние. Соли, содержащие только металл (или металлоподобный ион ) и кислотный остаток. Примеры таких солей:
   2. Кислые. Кислые соли отличаются от средних наличием в составе атомов оставшихся от кислоты. Примеры таких солей: Кислыми солями не являются средние соли аммония: и подобные.
   3. Основные соли. Основные соли, в отличие от средних, имеют группу , пришедшую из основания. Примеры основных солей: .
   4. Двойные. Соли, содержащие два металла и один кислотный остаток. Примеры двойных солей:
   5. Смешанные. Соли, содержащие один металл и два кислотных остатка. Пример смешанной соли:
   6. Комплексные соли. Более сложный вид солей, содержащий в центре атом металла (комплексообразующий ион), а рядом с металлом в скобках указывают лиганд. В школьном курсе чаще всего попадаются следующие комплексные соли: и подобные.