Банк рефератов содержит более 364 тысяч рефератов, курсовых и дипломных работ, шпаргалок и докладов по различным дисциплинам: истории, психологии, экономике, менеджменту, философии, праву, экологии. А также изложения, сочинения по литературе, отчеты по практике, топики по английскому.
Полнотекстовый поиск
Всего работ:
364150
Теги названий
Разделы
Авиация и космонавтика (304)
Административное право (123)
Арбитражный процесс (23)
Архитектура (113)
Астрология (4)
Астрономия (4814)
Банковское дело (5227)
Безопасность жизнедеятельности (2616)
Биографии (3423)
Биология (4214)
Биология и химия (1518)
Биржевое дело (68)
Ботаника и сельское хоз-во (2836)
Бухгалтерский учет и аудит (8269)
Валютные отношения (50)
Ветеринария (50)
Военная кафедра (762)
ГДЗ (2)
География (5275)
Геодезия (30)
Геология (1222)
Геополитика (43)
Государство и право (20403)
Гражданское право и процесс (465)
Делопроизводство (19)
Деньги и кредит (108)
ЕГЭ (173)
Естествознание (96)
Журналистика (899)
ЗНО (54)
Зоология (34)
Издательское дело и полиграфия (476)
Инвестиции (106)
Иностранный язык (62792)
Информатика (3562)
Информатика, программирование (6444)
Исторические личности (2165)
История (21320)
История техники (766)
Кибернетика (64)
Коммуникации и связь (3145)
Компьютерные науки (60)
Косметология (17)
Краеведение и этнография (588)
Краткое содержание произведений (1000)
Криминалистика (106)
Криминология (48)
Криптология (3)
Кулинария (1167)
Культура и искусство (8485)
Культурология (537)
Литература : зарубежная (2044)
Литература и русский язык (11657)
Логика (532)
Логистика (21)
Маркетинг (7985)
Математика (3721)
Медицина, здоровье (10549)
Медицинские науки (88)
Международное публичное право (58)
Международное частное право (36)
Международные отношения (2257)
Менеджмент (12491)
Металлургия (91)
Москвоведение (797)
Музыка (1338)
Муниципальное право (24)
Налоги, налогообложение (214)
Наука и техника (1141)
Начертательная геометрия (3)
Оккультизм и уфология (8)
Остальные рефераты (21697)
Педагогика (7850)
Политология (3801)
Право (682)
Право, юриспруденция (2881)
Предпринимательство (475)
Прикладные науки (1)
Промышленность, производство (7100)
Психология (8694)
психология, педагогика (4121)
Радиоэлектроника (443)
Реклама (952)
Религия и мифология (2967)
Риторика (23)
Сексология (748)
Социология (4876)
Статистика (95)
Страхование (107)
Строительные науки (7)
Строительство (2004)
Схемотехника (15)
Таможенная система (663)
Теория государства и права (240)
Теория организации (39)
Теплотехника (25)
Технология (624)
Товароведение (16)
Транспорт (2652)
Трудовое право (136)
Туризм (90)
Уголовное право и процесс (406)
Управление (95)
Управленческие науки (24)
Физика (3463)
Физкультура и спорт (4482)
Философия (7216)
Финансовые науки (4592)
Финансы (5386)
Фотография (3)
Химия (2244)
Хозяйственное право (23)
Цифровые устройства (29)
Экологическое право (35)
Экология (4517)
Экономика (20645)
Экономико-математическое моделирование (666)
Экономическая география (119)
Экономическая теория (2573)
Этика (889)
Юриспруденция (288)
Языковедение (148)
Языкознание, филология (1140)

Реферат: Химические свойства неметаллических элементов

Название: Химические свойства неметаллических элементов
Раздел: Рефераты по химии
Тип: реферат Добавлен 14:14:40 28 августа 2005 Похожие работы
Просмотров: 1443 Комментариев: 3 Оценило: 6 человек Средний балл: 2.7 Оценка: 3     Скачать

Водень.

Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S1 . Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів. Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином, особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в періодичній системі.

Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н2 О. Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:

СН4 + Н2 О = СО + 3Н2

СО + Н2 О = СО2 + Н2

Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

С + Н2 О = СО + Н2

СО + Н2 О = СО2 + Н2

Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад:

Zn+2HCl=ZnCl2 +H2

2Al+6NaOH+6H2 O=2Na3 [Al(OH)6 ]+3H2

Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до оксидів і галогенів:

2H2 +O2 =2H2 O

H2 +Cl2 =2HCl

CuO+H2 =Cu+H2 O

WO3 +3H2 =W+3H2 O

У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:

2Na+H2 =2NaH

З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 – відновні.

NaH+HOH=NaOH+H2

Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н2 використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах.

Кисень.

Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот (силікатів), піску (SiO2 ), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук. Наприклад:

2KClO3 =2KCl+3O2

2KMnO4 =K2 MnO4 +MnO2 +O2

Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:

4Fe+3O2 =2Fe2 O3

C+O2 =CO2

CH4 +2O2 =CO2 +2H2 O

2ZnS+3O2 =2ZnO+2SO2

Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:

2Na+O2 =Na2 O2 (пероксид натрію)

K+O2 =KO2 (надпероксид калію)

Li+O2 =Li2 O (оксид літію)

Озон О3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

3O2 =2O3

Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

O2 +hv=O2 *

O2 +O2 * =O3 +O

O2 +O=O3

О3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О3 з різними відновниками. Наприклад:O3 =O2 +O

2KI+O3 +H2 SO4 =I2 +K2 SO4 +O2 +H2 O

O O2

Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na2 O, CaO), кислотні (СО2 , P2 O5 ), амфотерні (ZnO, Al2 O3 ), несолетвірні (N2 O, NO).

Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N2 O2 , ВаО2 ), надпероксиди (КО2 ), озоніди (КО3 ).

Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті6 О, Ті3 О).

Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

Вода. Це стійка речовина ( Нутв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000о С помітним стає розкладання на прості речовини:

2H2 O=2H2 +O2

Понад 5000о С розкладання відбувається практично повністю.

Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук.

Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами:

CaO+H2 O=Ca(OH)2

P2 O5 +3H2 O=2H3 PO4

з солями: CuSO4 +5H2 O=CuSO4* 5H2 O

Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню

(-2):

2F+2H2 O=4HF+O2

При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості:

2HOH+2Na=2NaOH+H2

Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н2 О2 у лужному середовищі:

Na2 O2 +2HOH=2NaOH+H2 O2

2H2 O2 =2H2 O2 +O2

Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО2 , реакцією обміну якого з Н24 можна добути Н2 О2 :

BaO2 +H2 SO4 =H2 O2 +BaSO4

Галогени.

Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.

Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).

У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF2 , фторапатит CaF2 * 3Ca3 (PO4 )2 , кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl* NaCl та інші. Іони хлору містяться в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом.

Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO2 , KmnO4 :

MnO2 +4HCl=MnCl2 +Cl2 +2H2 O

2KmnO4 +16HCl=2MnCl2 +5Cl2 +2KCl+8H2 O

Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:

2NaBr+MnO2 +2H2 SO4 =Br2 +MnSO4 +Na2 SO4 +2H2 O

10KI+2KMnO4 +8H2 SO4 =5I2 +MnSO4 +6K2 SO4 +8H2 O

Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором:

2Br+Cl2 =Br2 +2Cl

2I+Cl2 =I2 +2Cl

У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні гази:

Xe+F2 =XeF2

2H2 O+2F2 =4HF+O2

SiO2 +2F2 =SiF4 +O2

Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

2Al+3Br2 =2AlBr3

2P+3Cl2 =2PCl3

2NH3 +3Br2 =N2 +6HBr

У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н2 + Г2 = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні температури.

При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

Cl2 +H2 O=HCl+HOCl

а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl2 +2KOH=KCl+KOCl+H2 O

Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.

Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF i HCl) реакціями обміну:

CaF2 +H2 SO4 =CaSO4 +2HF

NaCl+H2 SO4 =NaHSO4 +HCl

NaCl+NaHSO4 =Na2 SO4 +HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані, добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. HCl, HBr, HI - сильні кислоти.

Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H2 SO4 . Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO2 ; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO2 , а і до вільної сірки або навіть H2 S:

2HBr+H2 SO4 =Br2 +SO2 +2H2 O

8HI+H2 SO4 =4I2 +H2 S+4H2 O

Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот.

Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів:

TiI4 =Ti+2I2

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl2 , хлорнувата HCl3 , хлорна HCl4 . Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО2 і HIО2 ) утворюють бром і йод.

Сірка.

З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.

Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна (a) сірка. За температури понад 95,4о С вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al2 S3

H2 +S=H2 S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O2 =SO2

2S+Cl2 =S2 Cl2

Сірководень H2 S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl2 +H2 S

H2 S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:

S+HOH=HS+OH

I ступінь

або Na2 S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al2 S3 , Cr2 S3 ) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al2 S3 +6H2 O=2Al(OH)3 +3H2 S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb2 S3 ) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H2 S на розчинні солі:

Pb(NO3 )2 +H2 S=PbS+2HNO3

Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO4 +Na2 S=CuS+Na2 SO4

FeSO4 +Na2 S=FeS+Na2 SO4

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na2 SO4 +4C=Na2 S+4CO

H2 S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H2 S+3O2 =2SO2 +2H2 O (при надлишку О2 )

2H2 S+O2 =2S+2H2 O (при недостатній кількості О2 )

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів:

2ZnS+3O2 =ZnO+SO2

У водних рохчинах сульфіди і H2 S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO4 та іншими окисниками:

Na2 S+I2 =2NaI+S

H2 S+4Br2 +4H2 O=H2 SO4 +8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na2 S+(n-1)S=Na2 Sn

Сірка утворює два стійких оксидів – SO2 і SO3 . SO2 за звичайних умов - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO2 +H2 O=H2 SO3

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO3 існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na2 SO3 , CaSO3 ) і гідросульфіти (NaHSO3 , Ca(HSO3 )2 ). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO2 +O2 =2SO2 , яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO3 і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенами KMnO4, K2 Cr2 O7 :

Na2 SO3 +I2 +H2 O=Na2 SO4 +2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO3 +H2 O=H2 SO4

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na2 SO4 – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H2 SO4(p) =ZnSO4 +H2

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO2 ):

Cu+2H2 SO4(k) =CuSO4 +SO2 +2H2 O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H2 S:

4Zn+5H2 SO4 =4ZnSO4 +H2 S+4H2 O

(SO2 , S)

Як сильна і нелетка кислота H2 SO4 витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H2 SO4 =NaHSO4 +HCl

KNO3 +H2 SO4 =KHSO4 +HNO3

Більшість солей H2 SO4 розчинна в воді. Нерозчинні BaSO4 , SrSO4 , PbSO4 , малорозчиниий CaSO4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na2 SO3 , NaHSO3 , Ca(HSO3 )2 використовують при добуванні целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають перегонкою рідкого повітря.

У молекулі N2атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучається лише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000o С. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником:

6Li+N2 =2Li3 N

3Mg+N2 =Mg3 N2

3H2 +N2 +2NH3

N2 +O2 =2NO

N2 +3F2 =2NF3

Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:

Mg3 N2 +6HOH=3Mg(OH)2 +2NH3

Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:

N2 +3H2 =2NH3

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

NH3

NH4 Cl+NaOH=NaCl+NH4 OH

H2 O

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH3 у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH4 OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH3 +HCl=NH4 Cl

2NH3 +H2 CO3 =(NH4 )2 CO3

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH4 )SO4 =NH3 +NH4 HSO4 . Проте у деяких випадках ( NH4 Cl, NH4 Br та ін.) утворені гази не розділяються:

NH4 Cl=NH3 +HCl

і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню:

2Al+2NH3 =2AlN+3H2

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr3 . Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr2 O3 )

4NH3 +3O2 =2N2 +6H2 O

(Pt)

4NH3 +5O2 =4NO+6H2 O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl2 , Br2 ):

2NH3 +3Cl2 =N2 +6HCl

Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO2 добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N2 +O2 = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:

2NO+O2 =2NO2

Взаємодія NO2 з водою йде за рівнянням:

2NO2 +HOH=HNO3 +HNO2

Азотиста кислота HNO2 існує лише розчинах, багато які її солі (KNO2 , NaNO3 ) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:

NO2

2HNO2 =HOH+N2 O3

NO

Тому кінцевими продуктами реакції NO2 з водою є HNO3 та NO:

3NO2 +HOH=2HNO3 +NO

У присутності О2 , NO перетворюється у NO2 і єдиним продуктом реакції стає HNO3 :

4NO2 +O2 +2HOH=4HNO3

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.

У водних розчинах HNO3 є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO2 , розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N2 O, N2 , NH4 NO3 :

Cu+4HNO3(k) =Cu(NO3 )2 +2NO2 +2HOH

3Cu+8HNO3(p) =3Cu(NO3 )2 +2NO+4HOH

4Zn+10HNO3(p) =4Zn(NO3 )2 +N2 O+5HOH

Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO3 інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO3 = Ag + 2NO2 + O2 .

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO2 (NO3 )2 при добуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні пластиннових металів.

Фосфор.

У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.

Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500о С:

Ca3 (PO4 )2 +5C+3SiO2 =3CaSiO3 +2P+5CO

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50о С. Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які він виявляє у реакціях з неметалами:

4P+3O2 (надлишок)=2P2 O3

4P+5O2 (надлишок)=2P2 O5

2P+5Cl2 (надлишок)=2PCl5

В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg3 P2 . Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:

P4 +3NaOH+3HOH=PH3 +3NaH2 PO2

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg3 P2 +6H2 O=3Mg (OH)2 +2PH3 . Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH3 +HI=PH4 I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH3 +4O2 =P2 O5 +3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH2 PO2 (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H3 PO2 . Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO4 +NaH2 PO2 +HOH=Ni+NaH2 PO3 +H2 SO4

При взаємодії P2 O5 з водою утворюються фосфорні кислоти:

P2 O5 +HOH=2HPO3 (метафосфорна кислота)

P2 O5 +2HOH=H4 P2 O7 (дифосфорна кислота)

P2 O5 +3HOH=2H3 PO4 (ортофосфорна кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування окрім реакції P2 O5 з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca3 (PO4 )2 +3H2 SO4 =3CaSO4 +2H3 PO4

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na3 PO4 , Ca3 (PO4 )2 ), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na2 HPO4 , CaHPO4 ) і дегідрофосфати (NaH2 PO4 , Ca(H2 PO4 )2 ).

Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.

Вуглець.

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкиший ступінь окислення +4.

Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO3 , MgCO3 ). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу.

Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.

Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості:

Ca+2C=CaC2 C+O2 =CO2

4Al+3C=Al4 C3 C+2S=CS2

2H2 +C=CH4 C+PbO=Pb+CO

З галогенами вууглець безпосередньо не реагує.

Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів і карбіди d – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів:

CaC2 +2HOH=Ca(OH)2 +C2 H2 (HCºCH)

Al4 C3 +12HOH=4Al(OH)3 +3CH4

Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:

CaO+3C=CaC2 +CO

V2 O5 +7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО2 . При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО2 Со2 =СО2 , СО2 припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:

CO2 +C=2CO

При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н2 , які називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H2

СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти: Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості:

2CO+O2 =2CO2 DH= -565 кДж.

Fe2 O3 +3CO=2Fe+3CO2

NiO+CO=Ni+CO2

Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди:

Fe+5CO=FeCO5 (карбоніл заліза)

Ni+4CO=Ni(CO)4 (карбоніл нікелю)

Велике значення має реакція СО з аміаком:

CO+NH3 =HCN+HOH

Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловості термічним розкладом CaCO3 :

CaCO3 =CaO+CO2

а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО3 в апараті Кіппа:

CaCO3 +2HCl=CaCl2 +HOH+CO2

СО2 розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:

CO2 +HOH=H2 CO3

Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію вугільної кислоти на карбонати:

CaCO3 +H2 CO3 =Ca(HCO3 )2

для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:

Ca(HCO3 )2 +Ca(OH)2 =2CaCO3 +2HOH

В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно.

Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна, сталі та ін).

Кремній.

Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) – нестійкі.

Кремній одержують в електропечах відновленням SiO2 коксом:

SiO2 +2C=Si+2CO DH=68.9 Дж.

Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl4 з чистим цинком.

Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н2 , але з’єднується з галогенами:

Si+2Mg=Mg2 Si (Si – окисник)

Si+O2 =SiO2

Si+2Cl2 =SiCl4 (Si – відновник)

Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg2 Si, Ca2 Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани:

Mg2 Si+4HCl=2MgCl2 +SiH4

Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Sin +H2n+2 . На повітрі сілани самозаймаються:

SiH4 +2O2 =SiO2 +2HOH

при нагріванні розкладаються : SiH4 =Si+2H2

Оксид кремнію SiO2 в природі існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO2 – тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при підвищених температурах:

2NaOH+SiO2 =NaSiO3 +HOH

Na2 CO3 +SiO2 =Na2 SiO3 +CO2

З кислотами SiO2 не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO2 +4HF=SiF4 +2H2 O.

Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na2 SiO3 . Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній концентрації виникає поліконденсація.

Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін. Кварцовий пісок являється основною складовою частиною формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідке скло” Na2 SiO3 – зв’язуючий матеріал в цих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та сталей, а також ін. сплавів.

Бор.

Бор – єдиний неметалічний елемент 3 групи. Валентність бору частіш за все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і В-Н менш стійкі. В цьому подібність с кремнієм (діагональна подібність). Дя бору характерний ступінь окислення +3.

Основні його мінерали борати кальцію та магнію, а також бура Na2 B4 O7 и борна кислота H3 BO3 .

Бор отримують відновленням B2 O3 магнієм:

3Mg+B2 O3 =3MgO+2B

Крім того, як і для кремнію використовують термічний розклад сполук бору з воднем та йодом.

Бор – полімерна речовина, взвичайних умовах реагує тільки з фтором, при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та навіть з азотом. З воднем не реагує:

Mg+2B=MgB2

4B+3O2 =2B2 O3

2B+3Cl2 =2BCl3

В сполуках бору з металами переважає металічний зв’язок. Більш активні бориди S –металів, які реагують з кислотами:

3MgB2 +6HCl=3MgCl2 +B2 H6 +4b

Найпростішої сполуки ВН3 в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації.

Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В2 Н6 +3О22 О3 +3Н2 О.

Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи ортоборну кислоту:

B2 O3 +3HOH=2H3 BO3

Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М3 ВО3 , а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти:

2NaOH+4H3 BO4 =Na2 B4 O7 +7HOH

Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами:

Na2 B4 O7 +2NaOH=HOH+4NaBO2

Na2 B4 O7 +CoO=2NaBO2 +Co(BO2 )2

При дії на бор азотом або аміаком утворюєтсья нітрид бору BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці та зварюванні.

Оценить/Добавить комментарий
Имя
Оценка
Комментарии:
Где скачать еще рефератов? Здесь: letsdoit777.blogspot.com
Евгений22:01:03 18 марта 2016
Кто еще хочет зарабатывать от 9000 рублей в день "Чистых Денег"? Узнайте как: business1777.blogspot.com ! Cпециально для студентов!
13:54:39 24 ноября 2015
спасибо, этот реферат поможет мне получить хорошую оценку!)
Танюшка12:37:59 09 декабря 2006Оценка: 5 - Отлично

Работы, похожие на Реферат: Химические свойства неметаллических элементов

Назад
Меню
Главная
Рефераты
Благодарности
Опрос
Станете ли вы заказывать работу за деньги, если не найдете ее в Интернете?

Да, в любом случае.
Да, но только в случае крайней необходимости.
Возможно, в зависимости от цены.
Нет, напишу его сам.
Нет, забью.



Результаты(151072)
Комментарии (1843)
Copyright © 2005-2016 BestReferat.ru bestreferat@mail.ru       реклама на сайте

Рейтинг@Mail.ru