Характерные химические свойства водорода и галогенов.

Контрольная работа по теме «галогены. кислород и сера»

Строение и физические свойства неметаллов

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 Н2, галоге­нов F2, Br2, I2), двойные (на­пример, в молекулах серы S2), тройные (например, в молекулах азота N2) ко­валентные связи.

• Ковкость отсутствует
• Блеска нет
• Теплопроводность (только графит)
• Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.
• Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)

Агрегатное состояние:

• газы – H₂, O₂, O₃, N₂, F₂, Cl₂;
• жидкость – Br₂;
• твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

• газы – H₂, O₂, O₃, N₂, F₂, Cl₂;
• жидкость – Br₂;
• твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода. Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии.

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями

Простые вещества — неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных усло­виях большинство таких веществ представляют со­бой газы (H2, N2, O2, F2, Cl2, O3) или твердые веще­ства (I2, P4, S8), и лишь один-единственный бром (Br2) является жидкостью.

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. Это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным соста­вом молекул (O2, О3), и с разным строением кри­сталлов.

Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо обртить внимание на их располо­жение в периодической системе элементов и опре­делить конфигурацию внешнего электронного слоя.

В периоде:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома уменьшается;
• число электронов внешнего слоя увеличивается;
• электроотрицательность увеличивается;
• окислительные свойства усиливаются;
• неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома увеличивается;
• число электронов на внешнем слое не изменя­ется;
• электроотрицательность уменьшается;
• окислительные свойства ослабевают;
• неметаллические свойства ослабевают.

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 — желтые; B — ко­ричневый; O2(ж) — голубой;

Si, As(мет) — серые; Р4 — бледно-желтый; I — фиолетово-черный с ме­таллическим блеском; Вr2(ж) — бурая жидкость; С12(г) — желто-зеленый; F2(r) — бледно-зеленый; S8(тв) — желтая. Кристаллы неметаллов непластич­ны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Химических элементов-неметаллов всего 16! Со­всем немного, если учесть, что известно 114 элемен­тов. Два элемента-неметалла составляют 76 % массы зем­ной коры. Это кислород (49 %) и кремний (27 %). В атмосфе­ре содержится 0,03 % массы кислорода в земной коре.

Не­металлы составляют 98,5 % массы растений, 97,6 % массы тела человека. Не­металлы C, H, O, N, S — биогенные элементы, ко­торые образуют важнейшие органические веще­ства живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород O2, азот N2, углекислый газ СO2, водя­ные пары Н2O и др.)

Тест на свойства соединений кислорода и серы. часть 1.

Химические свойства галогенидов

1. Растворимые галогениды вступают в обменные реакции с растворимыми солями, кислотами и основаниями, если образуется осадок, газ или вода.

Например, бромиды, йодиды и хлориды реагируют с нитратом серебра с образованием желтого, желтого и белого осадков соответственно.

NaCl     AgNO3   →    AgCl↓      NaNO3 

Фторид серебра– растворимая соль, поэтому реакция фторидов с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

2. Галогениды тяжелых металлов реагируют с более активными металлами. При этом более активные металлы вытесняют менее активные.

Например, магний вытесняет медь из расплава хлорида меди (II):

Mg    CuCl2   →  MgCl2    Cu

Обратите внимание! В растворе более активные металлы вытесняют менее активные только если более активные металлы не взаимодействуют с водой (металлы, расположенные в ряду активности до магния). Если добавляемый металл слишком активен, то он провзаимодействует с водой, а не с солью.

Например, натрий не вытесняет цинк из раствора хлорида цинка. Т.к. натрий реагирует с водой, а реакция с хлоридом цинка не идет.

Na    ZnCl2(раствор)  ≠  

3. Галогениды подвергаются электролизув растворе или расплаве. При этом на аноде образуются галогены.

Например, при электролизе расплава бромида калия на катоде образуется клий, а на аноде – бром:

2KBr   →    2K       Br2

При электролизе раствора бромида калия на катоде выдялется водород, а на аноде также образуется бром:

2KBr         2H2O    →    H2↑      2KOH       Br2↑        

4.Галогениды металлов проявляют восстановительные свойства. Хлориды окисляются только сильными окислителями, а вот йодиды уже являются очень сильными восстановителями. В целом, восстановительные свойства галогенидов аналогичны свойствам галогеноводородов.

Например, бромид калия окисляется концентрированной серной кислотой:

2KBr       2H2SO4 (конц.)    →    4K2SO4       4Br2       SO2       2H2O

Еще пример: йодид  калия окисляется соединениями меди (II) и соединениями железа (III):

4KI     2CuCl2   →   2CuI↓      I2↓      4KCl

2KI        2FeCl3    →   I2↓       2FeI2        2KCl

Еще несколько примеров восстановительных свойств галогенидов:

8KI       5H2SO4 (конц.)  →    4K2SO4       4I2       H2S      4H2O          или

8KI       9H2SO4  (конц.)  →    4I2↓     H2S↑         8KHSO4          4H2O

KI       3H2O     3Cl2  →   HIO3     KCl      5HCl

10KI     8H2SO4     2KMnO4  →  5I2      2MnSO4      6K2SO4      8H2O

6KI      7H2SO4     K2Cr2O7   →  Cr2(SO4)3       3I2       4K2SO4       7H2O

2KI       H2SO4      H2O2   →   I2       K2SO4       2H2O

2KI       Fe2(SO4)3    →  I2       2FeSO4     K2SO4

2KI       2CuSO4       K2SO3       H2O   →   2CuI      2K2SO4      H2SO4

Более активные галогены вытесняют менее активные из солей.

При этом галогениды металлов не горят в кислороде.

5.Нерастворимые галогениды металлов растворяются под действием избытка аммиака.

Например, хлорид серебра (I) растворяется под действием избытка раствора аммиака:

AgCl       NH3    →  [Ag(NH3)2]Cl

6. Нерастворимые галогениды под действием света разлагаются на галоген и металл.

Например, хлорид серебра разлагается под действием ультрафиолета:

2AgCl  →  2Ag       Cl2

Химические свойства галогенов

Химическая активность галогенов увеличивается снизу вверх – от астата к фтору.

1. Галогены проявляют свойства окислителей. Галогены реагируют с металлами и неметаллами.

1.1. Галогены не горятна воздухе. Фтор окисляет кислород с образованием фторида кислорода:

2F2     O2  →  2OF2

1.2. При взаимодействии галогенов с серой образуются галогениды серы:

S      Cl2  →  SCl2   (S2Cl2)

S     3F2  →   SF6

1.3. При взаимодействии фосфора иуглерода с галогенами образуются галогениды фосфора и углерода:

2P       5Cl2   →  2PCl5

2P      3Cl2   →  2PCl3

2F2      C   →   CF4

1.4. При взаимодействии с металламигалогены проявляют свойства окислителей, образуя галогениды.  

Например, железо реагирует с галогенами с образованием галогенидов. При этом фтор, хлор и бром образуются галогениды железа (III), а c йодом — соединение железа (II):

3Cl2     2Fe   →  2FeCl3

I2     Fe   →  FeI2

Аналогичная ситуация с медью: фтор, хлор и бром окисляют медь до галогенидов меди (II),а йод до йодида меди (I):

Cl2     Cu   →  2CuCl2

I2     2Cu   →  2CuI

Активные металлы бурно реагируют с галогенами, особенно с фтором и хлором (горят в атмосфере фтора или хлора).

Еще пример: алюминий взаимодействует с хлором с образованием хлорида алюминия:

3Cl2      2Al   →  2AlCl3

1.5.Водород горит в атмосфере фтора:

F2     H2  →  2HF

С хлором водород реагирует только при нагревании или освещении. При этом реакция протекает со взрывом:

Cl2     H2  →  2HCl

Бром также реагирует с водородом с образованием бромоводорода:

Br2     H2  →  2HBr

Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция  протекает обратимо, с поглощением теплоты (эндотермическая):

I2     H2  ↔   2HI

1.6.Галогены реагируют с галогенами. Более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор, бром и йод:

Cl2   F2  →  2ClF

2.Со сложными веществами галогены реагируют, также проявляя преимущественно окислительные свойства. Галогены охотно диспропорционируют при растворении в воде или в щелочах.

2.1. При растворении в воде хлор и бром частично диспропорционируют, повышая и понижая степень окисления. Фтор окисляет воду.

Например, хлор при растворении в холодной  воде диспропорционирует до ближайших стабильных степеней окисления ( 1 и -1), образует  при этом соляную кислоту и хлорноватистую кислоту (хлорная вода):

Cl2       H2O   ↔  HCl     HClO  

При растворении в горячей воде хлор диспропорционирует до  степеней окисления -1 и 5, образуя соляную кислоту и хлороватую кислоту:

Cl2      6H2O   ↔  5HCl     HClO3  

Фтор реагирует с водой со взрывом:

2F2      2H2O   →    4HF     O2

2.2. При растворении в щелочах хлор, бром и йод диспропорционируют с образованием различных солей. Фтор окисляет щелочи.

Например, хлор реагирует с холодным раствором гидроксидом натрия:

Сl2       2NaOH (хол.)  →  NaCl      NaClO      H2O

При взаимодействии с горячим раствором гидроксида натрия образуются хлорид и хлорат:

3Cl2      6NaOH (гор.)  →  5NaCl      NaClO3       3H2O

Еще пример: хлор растворяется в холодном растворе гидроксида кальция:

2Сl2       2Са(OH)2(хол.)  →  СaCl2      Сa(ClO)2      2H2O

2.3. Более активные галогены вытесняют менее активные галогены из солей и галогеноводородов.

Например, хлор вытесняет йод  и бром из раствора йодида калия и бромида калия соответственно:

Cl2       2NaI   →   2NaCl      I2

Cl2       2NaBr   →  2NaCl      Br2

Еще одно свойство: более активные галогены окисляют менее активные.

Например, фтор окисляет хлор с образованием фторида хлора (I):

Cl2      F2    →   2Cl F–

В свою очередь, хлор окисляет йод. При этом в растворе образуется соляная кислота и йодная кислота:

Cl2     I2    H2O   →   HCl     HIO3

2.4. Галогены проявляют окислительные свойства, взаимодействуют с восстановителями.

Например, хлор окисляет сероводород:

Cl2        H2S   →    S       2HCl

Хлор также окисляет сульфиты:

Cl2           H2O          Na2SO3    →   2HCl      Na2SO4

Также галогены окисляют пероксиды:

Cl2       H2O2   →  2HCl      O2

Или, при нагревании или на свету, воду:

2Cl2       2H2O   →  4HCl     O2   (на свету или кип.)

Химические свойства галогеноводородов

1.В водном растворе галогеноводороды проявляют кислотные свойства. Взаимодействуют с основаниями, основными оксидами, амфотерными гидроксидами, амфотерными оксидами. Кислотные свойства в ряду HF – HCl – HBr – HI возрастают.

Например, хлороводород реагирует с оксидом кальция, оксидом алюминия, гидроксидом натрия, гидроксидом меди (II), гидроксидом цинка (II), аммиаком:

2HCl        CaO    →   CaCl2       H2O

 6HCl          Al2O3     →   2AlCl3        3H2O

HCl        NaOH   →    NaCl     H2O

2HCl          Cu(OH)2    →     CuCl2       2H2O

2HCl          Zn(OH)2    →     ZnCl2       2H2O

HCl          NH3    →     NH4Cl

Как типичные минеральные кислоты, водные растворы галогеноводородов реагируют с металлами, расположенными в ряду активности металлов до водорода. При этом образуются соль металла и водород.

Например, соляная кислота растворяет железо. При этом образуется водород и хлорид железа (II):

Fe       2HCl      →     FeCl2    H2

2.В водном растворе галогеноводороды диссоциируют, образуя кислоты. Водный раствор фтороводорода (плавиковая кислота) – слабая кислота:

HF    ↔   H        F–

Водные растворы хлороводорода (соляная кислота), бромоводорода и йодоводорода– сильные кислоты, в разбавленном растворе диссоциируют практически полностью:

HCl    ↔   H        Cl–

3. Водные растворы галогеноводородов взаимодействуют с солями более слабых кислот и с некоторыми растворимыми солями (если образуется газ, осадок, вода или слабый электролит).

Например, соляная кислота реагирует с карбонатом кальция:

2HCl          CaCO3    →     CaCl2       2H2O    CO2

Качественная реакция на галогенид-ионы – взаимодействие с растворимыми солями серебра.

При взаимодействии соляной кислоты с нитратом серебра (I) образуется белый осадок хлорида серебра:

HCl       AgNO3    =    AgCl↓        HNO3 

Осадок бромида серебра– бледно-желтого цвета:

HBr      AgNO3    =    AgBr↓       HNO3

Осадок иодида серебра– желтого цвета:

HI       AgNO3    =    AgI↓       HNO3

Фторид серебра– растворимая соль, поэтому реакция плавиковой кислоты и ее солей с нитратом серебра не является качественной.

Видеоопыты качественных реакций на хлорид-, бромид- и йодид-ионы (взаимодействие с нитратом серебра) можно посмотреть здесь.

4.Восстановительные свойства галогеноводородов усиливаются в ряду HF – HCl – HBr – HI.

Галогеноводороды реагируют с галогенами. При этом более активные галогены вытесняют менее активные.

Например, бром вытесняет йод из йодоводорода:

Br2      2HI   →  I2     2HBr

А вот хлор не может вытеснить фтор из фтороводорода.

Фтороводородпрактически невозможно окислить.

Концентрированная соляная кислота окисляется соединениями марганца с валетностью выше II или соединениями хрома (VI).

Например: концентрированная соляная кислота окисляется оксидом марганца (IV):

4HCl        MnO2    →   MnCl2       Cl2      2H2O

Бромоводород – сильный восстановитель и окисляется соединениями марганца, хрома (VI),  концентрированной серной кислотой и другими сильными окислителями:

Например, бромоводород окисляется концентрированной серной кислотой:

2HBr     H2SO4(конц.)  →   Br2      SO2     2H2O

Бромоводород реагирует с бихроматом калия с образованием молекулярного брома:

14HBr          K2Cr2O7   →    2KBr      2CrBr3         3Br2        7H2O

Или с оксидом марганца (IV):

 4HBr      MnO2   →   MnBr2       Br2      2H2O

Пероксид водорода также окисляет бромоводород до молекулярного брома:

2HBr      H2O2   →   Br2      2H2O

Йодоводород – еще более сильный восстановитель, и окисляется другими неметаллами и даже такими окислителями, как соединения железа (III) и соединения меди (II).

Например, йодоводород реагирует с хлоридом железа (III) с образованием молекулярного йода:

2HI       2FeCl3  →   I2      2FeCl2     2HCl

или с сульфатом железа (III):

2HI       Fe2(SO4)3    →   2FeSO4      I2      H2SO4

Йодоводород легко окисляется соединениями азота, например, оксидом азота (IV):

2HI     NO2  →   I2      NO       H2O

или молекулярной серой при нагревании:

2HI       S     →   I2         H2S

5.Плавиковая кислота реагирует с оксидом кремния (IV) (растворяет стекло):

SiO2     4HF   →   SiF4    2H2O

SiO2     6HF(изб)  →  H2[SiF6]     H2O

Химические элементы — неметаллы

Химических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни.

Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно представить нашу жизнь, особенно если вспомнить, что жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода.

Если в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы-неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам.

Элементы-неметаллы: s-элемент – водород; р-элементы 13 группы – бор; 14 группы – углерод и кремний; 15 группы – азот, фосфор и мышьяк, 16 группы – кислород, сера, селен и теллур и все элементы 17 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат.

Элементы 18 группы – инертные газы, занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам.

Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.

Во внешнем электронном слое атомов неметаллов находится от трёх до восьми электронов.

Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства. Поэтому по сравнению с атомами металлов неметаллам характерны:

· меньший атомный радиус;

· четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне;

Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, т.е. своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары;

Самой первой научной классификацией химиче­ских элементов было деление их на металлы и не­металлы. Эта классификация не потеряла своей значимости и в настоящее время. Неметаллы — это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы — инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершен­ный внешний электронный слой. Электронная кон­фигурация атомов этих эле­ментов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам.

Они являются теми объектами, которые раз­деляют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выража­ется в инертности) иногда относят к неметаллам, но лишь формально, по физи­ческим признакам.

Инертность в химическом отношении у этих эле­ментов относительна. Для ксенона и криптона из­вестны соединения с фтором и кислородом: KrF2, XeF2, XeF4 и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли вос­становителей.

Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотри­цательности. Она изменяется в пределах от 2 до 4. Неметаллы — это элементы главных подгрупп, преимущественно p-элементы, исключение состав­ляет водород — s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) за­нимают в Периодической системе химических эле­ментов Д. И. Менделеева верхний правый угол, об­разуя треугольник, вершиной которого является фтор F, а основанием — диагональ B — At. Однако следует особо остановиться на двой­ственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруп­пах I и VII групп.

Это не слу­чайно. С одной стороны, атом водорода подобно атомам ще­лочных металлов имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация 1s1), который он способен отдавать, прояв­ляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисле­ния 1. Но отдача электрона атомом водорода про­исходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, для завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом во­дорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления -1 в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с га­логенами — галогенидам). Но присоединение одно­го электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

При обычных условиях водород Н2 — газ. Его молекула, подобно галогенам, двухатомна. У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицатель­ности, которая закономерно изменяется в периодах и под­группах.

Фтор — самый сильный окислитель, его атомы в хи­мических реакциях не спо­собны отдавать электроны, т. е. проявлять восста­новительные свойства. Другие неметаллы могут проявлять восстано­вительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в пери­одах и подгруппах их восстановительная способ­ность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

• Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.
• На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.
• Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.
• Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).
• Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.