Хімія неметалів

Размещено на http://www.allbest.ru/

ХІМІЯ НЕМЕТАЛІВ

Програмні вимоги до теми

Класифікація хімічних елементів на метали і неметали. Електронні структури атомів. Електронегативність атомів неметалів. Явище алотропії. Будова простих речовин. Хімічні властивості простих речовин. Одержання неметалів.

Огляд елементів. Водневі сполуки неметалів. Оксиди. Властивості оксидів неметалів Одержання оксидів. Кислоти. Класифікація кислот. Фізичні властивості кислот. Хімічні властивості кислот Реакції іонної обмінної взаємодії. Реакції взаємодії кислот з металами. Реакції розкладу. Порівняння окисно-відновних властивостей кислот в періодах та групах. Одержання кислот. Використання кислот. Важливіші солі кислот (хлориди, хлорати, сульфіди, сульфати, нітрати, фосфати, карбонати, борати, силікати).

Класифікація хімічних елементів

Всі хімічні елементи традиційно поділяють на метали та неметали. Умовна межа між металами і неметалами в періодичній системі елементів проходить по діагоналі Бор (В) - Астат (At): метали розташовані зліва, а неметали - справа від цієї умовної межі поділу. Різкої межі між металами і неметалами провести неможливо, тому що окремі елементи, розміщені близько цієї межі (наприклад, Al, Ge, As, Sb, Te Po, At), проявляють окремі властивості як металів, так і неметалів. Прийнято, що із 110 відомих елементів 22 відносять до неметалів (Н, В, С, Si, N, Р, As, О, S, Se, Те, F, Cl, Br, І, At, Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn: всі вони є елементами головних підгруп), інші 88 - до металів. Традиційний поділ елементів на метали та неметали історично виник із-за того, що прості речовини, утворені атомами елементів-металів при звичайних умовах (20 єС, атм.тиск) знаходяться в так званому металічному стані і проявляють металічні властивості (високу тепло-і електропровідність, сірий колір, блиск і т.п.), а прості речовини, утворені атомами елементів-неметалів, при звичайних умовах мають низьку теплопровідність та дуже незначну електропровідність. Всі метали (крім ртуті) при цих умовах є твердими речовинами, а серед неметалів є і тверді речовини (В, С, Si, As, S, Se, Те, І₂, At,), і рідини (Br₂) і гази (Н₂, N₂, О₂, F₂, Cl₂, Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn). Різноманітним є і забарвлення неметалів.

Розташування неметалів у періодичній системі елементів:

Групова назва неметалів VIII групи - інертні (благородні) гази, VII групи - галогени, VI групи - халькогени.

Електронні структури атомів

Загальні властивості елементів зумовлені структурою зовнішнього енергетичного рівня їх атомів. Серед неметалів Н і Не є s-елементами, а всі інші - p-елементами. Нижче в таблиці наведена будова зовнішнього енергетичного рівня атомів елементів-неметалів.

* n - № періоду, в якому розташований даний елемент

** елементи ІІ періоду (n=2) не мають d-орбіталі, тому електрони атомів елементів ІІ періоду в збудженому стані не можуть займати d-орбіталь; ці елементи в сполуках не проявляють валентності вищої, ніж 4.

Тільки неспарені (валентні) електрони зовнішнього енергетичного рівня можуть бути використані для утворення хімічного зв'язку. Очевидно, що загальна кількість валентних електронів відповідає номеру групи, в якій розташований елемент, а також максимальному позитивному ступеню його окиснення.. Тому для p-елементів парних груп стійкими є сполуки з парною валентністю, а для p-елементів непарних груп - з непарною (наприклад, для Нітрогену 3, для Фосфору 3 і 5, для Оксигену 2, для Сульфуру 2, 4 і 6, для Фтору 1, для Хлору - 1, 3, 5 і 7). Відмітимо, що у елементів VIІІ групи всі електрони спарені, тому для елементів VIІІ групи не характерне утворення хімічних зв'язків.

Електронегативність атомів неметалів

Неметали розміщені в правій верхній частині періодичної системи. Оскільки в періодах поступово збільшуються заряди ядер атомів елементів і тому зменшуються атомні радіуси, а в головних підгрупах із збільшенням порядкового номеру елементу атомні радіуси різко зростають, то зрозуміло, що атоми неметалів сильніше притягують зовнішні електрони порівняно з атомами металів. Отже, у неметалів переважають окислювальні властивості, тобто здатність приєднувати електрони. Цей факт добре відображають і числові значення електронегативностей елементів, які є найменшими у елементів-металів, а в неметалів поступово зростають в ряду . Відповідно посилюються і оксилювальні властивості елементів. Отже, найбільш електронегативним елементом є Флуор, а це означає, що атом Флуору може лише приймати електрони при утворенні хімічних зв'язків з атомами інших елементів.

Атом якого-небудь елементу може приймати електрони від атомів елементів, розташованих лівіше від нього ряду електронегативностей (при цьому в утвореній сполуці він буде мати негативну ступінь окиснення), або віддавати свої електрони елементу, розташованому правіше від нього в ряду електронегативностей (при цьому в утвореній сполуці він буде мати позитивну ступінь окиснення). Саме тому існують, наприклад сполуки; ₂, але ₂; ₂₇.

Отже, в періодах із збільшенням порядкового номеру у p-елементів зменшуються радіуси атомів та збільшується кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні. В цьому ж напрямку зліва направо зменшується відновлювальна і посилюється оксилювальна здатність атомів. В групах періодичної системи у p-елементів із збільшенням порядкового номеру помітно посилюються відновлювальні властивості.

Неметали в сполуках проявляють як найнижчий негативний ступінь окиснення (наприклад, в сполуках з Н), так і найвищого позитивного ступеня окиснення (наприклад, в оксидах та гідроксидах), а також проміжкові ступенів окиснення (в якості сполук з проміжковим ступенем окиснення, рівним 0, можна розглядати і прості речовини).

Явище алотропії

Формою існування елементів в природі є прості речовини. Деякі елементи здатні у вільному вигляді існувати у вигляді декількох простих речовин. Прості речовини, утворені з атомів одного й того ж елементу, можуть мати різні властивості в залежності від того, як ці атоми розташовані один відносно одного в просторі або ж в якій кількості вони сполучені між собою при утворенні молекули (явище алотропії). Утворення тих чи інших алотропних форм залежить від зовнішніх умов (температури, тиску і т.д.), при цьому найбільш стійка форма володіє мінімальним запасом внутрішньої енергії. При одних і тих же умовах не може одночасно утворюватися кілька стійких форм. Стійкою може бути тільки одна форма, а інші будуть нестабільними, тобто в кінці кінців вони переходять в стабільну форму. При зміні умов спостерігається перехід одної алотропної форми в іншу, який може здійснюватися трьома різними шляхами:

якщо одна алотропна форма в залежності від температури переходить в другу повністю оборотно, то такий перехід називається енантіотропним (явище енантіотропії): наприклад ромбічна сірка при нагріванні при 95,6 єС переходить в моноклінну, і відповідно при охолодженні моноклінної сірки до 95,6 єС вона переходить в ромбічну;

якщо перехід однієї форми в іншу відбувається незворотньо, то такий перехід називається монотропним (явище монотропії): наприклад, при нагріванні білого фосфору він переходить в червоний фосфор, проте при охолодженні зворотного переходу червоного фосфору в білий не відбувається;

динамічний перехід алотропних форм полягає в тому, що при кожній температурі одночасно знаходяться в рівновазі (співіснують) дві форми: наприклад, співіснує кисень з озоном 3О₂2О₃.

Явище алотропії особливо поширено в неметалів, зокрема

Оксиген (О) утворюєатомарний кисень О, молекулярний кисень О₂, озон О₃;

Сульфур (S) - ромбічну сірку, моноклінну сірку та інші малодосліджені форми;

Селен (Se) - сірий і червоний селен та ще декілька невивчених форм;

Телур (Те) - дві алотропні форми;

Фосфор (Р) - білий, червоний, фіолетовий і чорний фосфор;

Карбон (С) - алмаз, графіт та інші форми.

Будова простих речовин

Атоми одного й того ж елементу, сполучаючись між собою з утворенням простих речовин, проявляють ступінь окиснення, рівний 0. Властивості цих речовин дуже різноманітні, і класифікувати їх можна на основі видів хімічного зв'язку і типів кристалічної структури. Основні типи кристалічних структур простих речовин, утворених p-елементами, визначаються розташуванням останніх в таблиці Менделєєва і виявляють періодичний характер, що видно із таблиці зміни типів кристалічних решіток простих речовин, наведеній нижче. Речовини з атомними кристалічними решітками (C, B, Si) мають велику твердість, дуже високу температуру плавлення ( 2000 С) та проявляють напівпровідникові властивості (їх електропровідність залежить від температури). Речовини молекулярної будови за звичайних умов - гази (Н₂, F₂, O₂, Cl₂, Br₂, N₂), рідини (Br₂) або тверді речовини з низькими температурами плавлення (I₂, S, Р). У твердому стані всі вони мають молекулярні кристалічні решітки.

Прості речовини елементів VIІІ групи є сукупностями їх атомів (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), вони при звичайних умовах газоподібні, а в конденсованому стані утворюють ковалентні кристали, які вже при незначному нагріванні легко плавляться, а потім із рідкого стану переходять в газоподібний.

В залежності від алотропних видозмін при звичайних умовах забарвлення простих речовин може бути різним, проте сірка завжди жовтого кольору, бром - буро-червоного, хлор - зеленого, фтор - жовто-зеленого, йод - темно-фіолетового, водень, кисень та азот є безбарвними газами.

Хімічні властивості простих речовин

Одні прості речовини, утворені атомами неметалів знаходяться в природі у вільному вигляді (кисень, азот, алмаз, графіт, самородна сірка), інші отримують із їх сполук, використовуючи різні відновники. Вибір методу одержання залежить від місця розташування і виду сполуки елементу в корисних копалинах, від економічних обставин, від необхідної кількості речовини, яку необхідно отримати (в лабораторії, в промисловості).

Всі прості неметалічні речовини можна одержати із сполук, що містять елемент простої речовини, двома загальними методами - методом розкладу та методом витіснення.

Окремі неметали знаходяться в повітрі в вільному вигляді (інертні гази, кисень, азот). Тому ці гази одержують шляхом зрідження повітря з послідуючим відбором фракцій газів (вони мають різні температури кипіння) при його нагріванні.

Огляд елементів

Елементи VIII A групи: Атоми елементів мають будову зовнішнього рівня ns²np⁶ ; зовнішні енергетичні рівні атомів максимально заповнені, тому дуже стійкі. Це означає, що атоми елементів хімічно малоактивні: вони не сполучаються ні один з одним (тому їх молекули одноатомні), ні з атомами інших елементів. Тільки в дуже жорстких умовах реакцій були одержані сполуки

Гідроген. Ізотопи: протій , дейтерій (D), тритій (T). Будова атому Н: 1s¹ (1 валентний електрон). Властиві ступені окиснення: +1 (НCl, NН₃); 0 (H₂); -1 (CaН₂). Поширення в природі: вода, вуглеводні (нафта, газ), космос (зірки). Проста речовина: водень Н₂. Фізичні властивості: Н₂: найлегший з відомих газів, малорозчинний у воді, трохи - краще в органічних розчинниках і добре - в багатьох розплавлених металах (Ni, Pt, Pd). Хімічні властивості: за звичайних умов хімічна активність незначна, значно зростає при підвищенні температури, тиску, використанню каталізаторів. В якості окисника вступає у взаємодію тільки з найактивнішими металами (лужними та лужноземельними), в якості сильного відновника вступає у взаємодію з неметалами та оксидами. Використання: для відновлення металів з їх оксидів, синтезу аміаку, метилового спирту, гідрування рідкого жиру, різки і зварювання металів; дейтерій і тритій застосовують в атомній енергетиці.

Неметали III A групи: Бор В. Будова атому В: 1s²2s²2р¹, в збудженому стані 1s²2s¹2р² (3 валентні електрони), здатен на вакантну р-орбіталь приймати пару електронів (служити акцептором при утворенні донорно-акцепторного зв'язку) і т.ч. проявляти валентність 4. Властивий ступінь окиснення: 0 (В); +3 (В₂О₃). Поширення в природі: вміст в земній корі 310-⁴ % у вигляді бури Na₂B₄O₇10H₂O, борної кислоти Н₃ВО₃, мінералу ашериту MgHBO₃. Проста речовина В: існує в вигляді аморфної та трьох кристалічних алотропних модифікаціях: -ромбоедричної (найбільш стійка), -ромбоедричної та тетрагональної. Фізичні властивості: кристали тугоплавкі, крихкі, сірувато-чорного кольору, проявляють напівпровідникові властивості. Хімічні властивості: за звичайних умов малоактивний, активність зростає з підвищенням температури. В якості відновника взаємодіє з неметалами, оксидом силіцію, концентрованою азотною кислотою та царською водкою, аморфний бор розчиняється в лугах.

Неметали IV A групи: Карбон С та Силіцій Si. Будова зовнішнього енергетичного рівня атомів: ns²nр² (2 валентні електрони і здатність приймати на ваканту орбіталь пару електронів), в збудженому стані ns¹nр³ (4 валентні електрони). Властивий ступінь окиснення: -4 (Al₄C₃, Mg₂Si); 0 (С, Si); +2 (CO); +4 (CO₂, SiCl₄). Поширення в природі: вміст С в земній корі 0,1 мас.% у вигляді вугілля, торфу, нафти, газу, багатьох мінералів, переважно карбонатів (СаСО₃ - вапняк, мармур, крейда; MgСО₃ - магнезит, СаСО₃СаСО₃ - доломіт, FeCO₃ - сидерит); вміст Si в природі - 27,6% (друге місце після О) у вигляді різних мінералів, з яких найважливішими є кремнезем SiO₂, каолініт Al₂O₃2SiO₂2H₂O, польовий шпат K₂OAl₂O₃6SiO₂. Проста речовина C: існує в вигляді кількох алотропних видозмін, серед яких широко відомі природні кристалічні (алмаз та графіт) та аморфні (сажа), а також одержані в лабораторіях карбін С_n (лінійна структура) та букибол С₆₀ (сферична структура).Фізичні властивості цих видозмін відрізняються значним чином: так, кристали алмазу безбарвні й прозорі, мають незвичайно високе значення показника заломлення, що визначає їх сильний блиск, вони найтвердіші з відомих природних речовин, алмаз є поганим провідником електричного струму і тепла, густина 3,51, в той час як кристали графіту дрібні, землистого кольору, з металічним блиском; добре розщеплюються на шари, мають дуже незначну твердість густина 2,25, температура плавлення надзвичайно висока і не може бути досягнута при звичайному тиску із-за возгонки парів, графіт є хорошим провідником тепла і елeктроструму, майже як метал, карбін - речовина білого кольру, а букибол - кристалічна речовина чорного кольору (густина 1,65 г/см³, температура плавлення 360 ^оС). Хімічні властивості: в хімічні реакції найлегше вступає карбон у вигляді сажі чи вугілля, всі вони відбуваються при підвищеній температурі. В якості відновника вступає в реакцію з більш електронегативними неметалами (F₂, O₂, N₂, Cl₂, S), відновлює метали і силіцій з їх оксидів та водень з води, при прокалюванні з вугіллям відновлює сульфати до сульфідів, взаємодіє з концентрованими азотною та сірчаною кислотами. В якості окисника взаємодіє з металами та воднем. Проста речовина Si: крихка речовина сіро-стального кольору, з металевим блиском температура плавлення 1420 ^оС, напівпровідник. Хімічні властивості:: аморфний кремній більш активний, ніж кристалічний, і при підвищеній температурі вступає у взаємодію (як відновник) з усіма неметалами, розчиняється в розчинах лугів та в суміші фтористоводневої та азотної кислот; як окисник взаємодіє майже з усіма металами.

Неметали V A групи: Нітроген N та Фосфор Р. Будова зовнішнього енергетичного рівня атому N: 2s²2р³ (3 валентні електрони і здатність утворювати четвертий валентний зв'язок шляхом передачі неподіленої пари s-електронів на вакантну орбіталь іншого атому), збуджений стан неможливий із-за відсутності d-орбіталі на енергетичному рівні 2; властиві ступені окиснення: -3 (NН₃, Nа₃N); 0 (N₂); +1 (N₂O); +2 (NО); +3 (N₂О₃, НNО₂);+4 (NO₂); +5 (N₂О₅, НNО₃). Будова зовнішнього енергетичного рівня атому Р: 3s²3р³ (3 валентні електрони і здатність утворювати четвертий валентний зв'язок шляхом передачі неподіленої пари s-електронів на ваканту орбіталь іншого атому), в збудженому стані 3s¹3р³3d¹; властиві ступені окиснення: -3 (РН₃, Са₃Р₂); 0 (Р); +3 (Р₂О₃, НРО₂); +5 (Р₂О₅, НРО₃, Н₃РО₄). Поширення в природі N: у вигляді простої речовини N₂ в повітрі (близько 78 об.%); багатьох мінералів, переважно нітратів (так званих селітр: NаNО₃ - чилійської, КNО₃ - індійської, Са(NО₃)₂ - норвезької); білків; сполуки нітрогену є кам'яному вугіллі. Поширення в природі Р: у вигляді різних мінералів, з яких найважливішими є фторапатит СаНРО₄СaF₂ та фосфорит Са₃(РО₄)₂. Проста речовина N₂: при звичайних умовах газ, без запаху, слабо розчинний у воді. Хімічні властивості: N₂ важко вступає в хімічні реакції, оскільки атоми N в молекулі зв'язані між собою потрійним зв'язком (N ? N), на розрив якого необхідно затратити значну енергію. В якості відновника вступає в реакцію з більш електронегативними неметалами (F₂^?, з O₂ - при >3000 ^оС). В якості окисника відповідно взаємодіє з металами (з лужними та лужноземельними - при кімнатній температурі, з іншими - при нагріванні), утворюючи нітриди металів, з карбоном, бором та з воднем (в присутності каталізаторів, при підвищеній температурі та тиску), а з Cl₂ та S не взаємодіє. Проста речовина Р: тверда при звичайних умовах, існує у вигляді декількох алотропних видозмін - білий, червоний, чорний. фосфор; у рідкому і твердому станах молекула має склад Р₄. Фізичні властивості: білий фосфор не розчиняється у воді (його зберігають під водою), добре розчиняється у деяких органічних розчинниках (сірковуглеці, бензолі, ефірі), світиться в темноті; червоний фосфор одержують нагріванням білого до 200-220 ^оС без доступу повітря; а чорний - теж нагріванням білого до 200-220 ^оС під тиском 1,2210⁹ Па, чорний фосфор - напівпровідник. Хімічні властивості: найбільш активним є білий фосфор: він самозапалюється на повітрі, тоді як червоний спалахує лише при 260 ^оС, а чорний - при 490 ^оС. В якості окисника при нагріванні вступає у взаємодію майже з усіма металами (утворюючи фосфіди металів) . В якості відновника вступає у взаємодію з сильними окисниками: неметалами, азотною та сірчаною кислотами, з хлоратами. При нагріванні з розчинами лугів самоокислюється-самовідновлюється..

Неметали VI A групи: Оксиген О, Сульфур S, Селен Sе, Телур Те. Будова зовнішнього енергетичного рівня атому О: 2s²2р⁴ (2 валентні електрони і здатність утворювати ще 2 валентні зв'язки шляхом передачі неподіленої пари s-та р-електронів на вакантну орбіталь іншого атому), збуджений стан неможливий із-за відсутності d-орбіталі на енергетичному рівні 2; найхарактерніша ступінь окиснення: -2 (оксиди: СаО, СО), 0 (О₂, О₃), може проявляти і ступені окиснення -1 (пероксиди: Н₂О₂, ВаО₂); +1 (O₂F₂); +2 (OF₂). Будова зовнішнього енергетичного рівня атомів халькогенів: ns²nр⁴ (2 валентні електрони), в збудженому стані ns²nр³nd¹ (4 валентні електрони) та ns¹nр³nd² (6 валентних електронів); властиві ступені окиснення: -2 (сульфіди, селеніди, телуриди металів та неметалів: Na₂S, H₂S, Р₂S₅); 0 (S, Se, Te); +4 (SО₂, Na₂SO₃); +6 (SО₃, Н₂SО₄). Поширення в природі O: у вигляді простої речовини O₂ в земній атмосфері (близько 21 об.%); в складі більш ніж 1400 мінералів - силікатів, карбонатів, нітратів і т.д. Поширення в природі халькогенів: S зустрічається у вигляді вільної сірки, сірководню та у вигляді різних мінералів, переважно сульфідів та сульфатів (FeS₂ - пірит, ZnS - цинкова обманка, PbS - галеніт, HgS - кіноварь, CaSO₄ - ангідрит, CaSO₄2H₂O - гіпс, Na₂SO₄10H₂O - глауберова сіль). Sе, Те - розсіяні елементи, вони у вигляді селенідів (телуридів) зустрічаються як домішки до сульфідів феруму, купруму, цинку. Є дві прості речовини Оксигену: кисень О₂ та озон О₃. О₂ при звичайних умовах - газ, без запаху, слабо розчинний у воді, при температурі <-182,9 ^оС перетворюється в парамагнітну рідину світлоблакитного кольору (скраплюється). О₃ при звичайних умовах - газ, що має специфічний запах повітря після грози, в зрідженому стані має синій колір. Хімічні властивості: О₂ - один із найпоширеніших в природі окисників, причому найчастіше окислення відбувається в відомій формі горіння: в атмосфері кисню згорають метали (крім золота та платини), неметали (крім галогенів та благородних газів), органічні речовини. Більшість металів взаємодіє також і з киснем повітря за звичайних умов, однак при цьому тільки поверхня металів покривається плівкою нерозчинних оксидів. О₂ перетворюється в О₃ під дією тихого електричного розряду. Озон більш активний, ніж кисень, оскільки при його розкладі утворюється атомарний кисень: О₃ О₂+О. В якості відновника O₂ не виступає. Сірка за звичайних умов - крихка речовина жовтого кольору, нерозчинна у воді, але розчинна в деяких органічних розчинниках, в залежності від умов одержання може існувати у вигляді декількох модифікацій. Селен теж має кілька модифікацій в залежності від умов його одержання. Так, при одержанні його з розчинів або при швидкому охолодженні парів селену утворюється аморфний селен червоного кольору, а при поступовому охолодженні розплаву селену утворюють гексагональні кристали сірого кольору. Компактний телур - тверда, сріблясто-сіра речовина з характерним металічним блиском, кристали гексагональні. При одержанні телуру з розчинів його сполук телур виділяється у вигляді аморфного осаду коричневого кольору. Сірка та її аналоги проявляють властивості як окисників, так і відновників. Як відновники, вони розчиняються в кислотах-окисниках з утворенням оксидів чи гідроксидів відповідних елементів, а також взаємодіють з іншими сильними окисниками: фтором, киснем, хлором. Як окисники, вони взаємодіють з металами, воднем, фосфором, вуглецем. В гарячих розчинах лугів всі вони розчиняються, при цьому відбувається процес самоокиснення-самовідновлення відповідних елементів.

Неметали VIІ A групи:

Неметали VIІI A групи: Всі прості речовини - безбарвні гази, які існують в атомарному стані. У вільному стані вони входять до складу атмосфери. Гелій та в меншій мірі інші гази містяться в монацитовому піску. Гелій утворюється на Сонці в результаті термоядерної реакції. Радон - радіоактивний елемент, входить до складу деяких мінеральних вод. В хімічному відношенні мало реакційноздатні. Взаємодіють виключно з сильними окисниками (фтором): Xe + 3F₂ = XeF₆ з утворенням кристалічних сполук. Сполуки ксенону з оксигеном XeO₃ та H₆XeO₆ нестійкі, сильні окисники. Сполуки гелію та неону досі не одержані. Сполуки радону розкладаються під дією випромінювання. Добувають інертні гази розділенням скрапленого повітря. Гелій добувають нагріванням монацитового піску. Гелій та аргон використовують для створення інертної атмосфери при переплавці та зварюванні активних металів. Неон використовують у вакуумній техніці (газосвітні неонові лампи). Суміш гелію з киснем (20% кисню) використовують як дихальну суміш при роботах, пов'язаних з підвищеним тиском (водолази), а також для лікування астми. Ксенон використовують при рентгеноскопічних дослідженнях як контрастну речовину. Суміш ксенону з киснем (80% ксенону) проявляє наркотичну дію і її застосовують для анестезії. Радон використовують для лікування онкологічних захворювань. Інертні гази у незначних кількостях містяться в організмі людини, (аргон та ксенон - у нервовій тканині) однак їх участь у біохімічних процесах на даний час невідома.

Водневі сполуки неметалів

хімічний неметал іонний алотропія

Водневими сполуками називають бінарні сполуки Гідрогену з іншими хімічними елементами. Водневі сполуки неметалів можна розділити на такі групи: а) сполуки, що розчиняються в воді без гідролітичного розкладу; б) сполуки, що розкладаються водою; в) сполуки, які з водою не взаємодіють.

Максимальна кількість атомів Гідрогену, які можуть входити в склад таких водневих сполук, визначається кількістю вакантних місць на зовнішньому енергетичному рівні неметалу. Таким чином, в водневих сполуках неметал проявляє властивий йому найнижчий негативний ступінь окиснення, наприклад:

Отже, кількість атомів Н в молекулах таких водневих сполук збільшується в періоді справа наліво. Електронна будова молекул водневих сполук другого періоду:

Атоми в молекулах зв'язані ковалентним полярним або слабо полярним (СН₄, PН₃) зв'язком. Полярність зв'язку в молекулах водневих сполук в періоді посилюється зліва направо, а в підгрупі - знизу вгору. Енергія зв'язку атомів в молекулі збільшується в тому ж напрямку. В цьому ж напрямку зростає і їх розчинність у воді.

Розглянемо зміну кислотно-основних властивостей водневих сполук в періодах на прикладі сполук ІІ періоду:

В молекулі метану всі валентності насичені атомами Гідрогену. Полярність зв'язку С-Н незначна. Тому метан - це міцна, стійка на повітрі сполука, не взаємодіє ні з кислотами, ні з основами, практично не розчиняється в воді.

В аміаку полярність зв'язку N-Н більша, ніж зв'язку С-Н. Крім того, в Нітрогену є неподілена пара електронів. В зв'язку з цим при розчиненні аміаку в воді утворюється основа:

NН₃+Н₂O NН₄⁺+OН-

Отже, вода по відношенню до аміаку виступає в ролі кислоти.

Полярність зв'язку H-F більша, ніж N-Н. При розчиненні цієї речовини в воді утворюється кислота:

HF+Н₂O Н₃O⁺+F-

Вода по відношенню до фтороводню проявляє властивості основ. Здатність молекул води в залежності від умов проявляти властивості кислоти чи основи вказує на її подвійну, амфотерну природу.

Таким чином, в періоді зліва направо посилюються кислотні і послаблюються основні властивості водневих сполук.

Розглянемо зміну кислотно-основних властивостей в групах на прикладах сполук V групи:

Основні властивості водневих сполук V групи послаблюються із збільшенням порядкового номеру елементу. Так, фосфін PН₃, на відміну від аміаку, хоча й утворює донорно-акцепторний зв'язок із протоном, що призводить до утворення аналогічних аміаку солей фосфонію з багатьма кислотами, але їх міцність менша, ніж у сполук з іоном NН₄⁺. Ця відмінність фосфіну від аміаку зумовлена значно більшим радіусом атому Фосфору в зрівнянні з атомом Нітрогену. Послаблення основних властивостей рівносильне посиленню кислотних властивостей. В VІІ і VІ групах кислотні властивості водневих сполук p-елементів теж посилюються із збільшенням порядкового номеру елементу.

а) До групи водневих сполук неметалів, що розчиняються у воді без гідролітичного розкладу відносяться сполуки, утворені неметалами, електронегативність яких більша, ніж у Н, наприклад H₂F₂, HCl, HBr, HI, H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te, H₃N. Окрім H₃N, всі вказані сполуки при взаємодії з H₂O віддають Н⁺, наприклад: HCl + H₂O = HClН₂О Н₃О⁺+ Cl-, тоді як H₃N відбирає Н⁺ у НОН: NH₃+HOН = NH₃НОН NH₄⁺+ОН-. Отже, водні розчини таких сполук є або кислотами, або основами. За звичайних умов ці сполуки є газами, окрім H₂F₂, H₂O, H₃N, які мають аномально високі температури плавлення та кипіння внаслідок утворення асоційованих молекул за рахунок водневого зв'язку.

Відомі і водневі сполуки, в яких неметали проявляють не максимальний негативний ступінь окиснення: N₂Н₄ - гідразін, Н₂О₂ - пероксид гідрогену. В зв'язку з тим, що в водневих сполуках майже всі неметали проявляють негативну ступінь окиснення, ці сполуки виступають в окисно-відновних реакціях в ролі сильних відновників. Наприклад:

4HCl+MnO₂ MnCl₂+Cl₂+2H₂O

4NH₃+3O₂ 2N₂+6H₂O

2H₂S+SO₂ 3S+2H₂O

Відновні властивості посилюються в групах із збільшенням порядкового номеру елементу, а в періодах вони слабшають зліва направо.

В якості окисників водневі сполуки неметалів можуть виступати за рахунок наявності в молекулах атому Н в ступені окиснення +1:

2HCl+Zn ZnCl₂+H₂

2H₂O+2Na 2NaOH+H₂

Водневі сполуки неметалів можуть вступати і в реакції, які протікають без зміни ступеня окиснення. Наприклад:

CuSO₄+5H₂O CuSO₄5H₂O

HCl+NH₃ NH₄Cl

K₂O+H₂O 2KOH

Окремі представники:

HF - рідина (t_кип.= 19,9^оС) з різким характерним запахом, з водою змішується в любих співвідношеннях (розчин називають плавиковою кислотою)

HCl - безбарвний газ (з.у.) з характерним різким задушливим запахом, добре розчиняється у воді (1:500), утворюючи розчин соляної кислоти (максим.конц.-38%)

HBr - безбарвний газ (з.у.) з різким запахом, добре розчиняється у воді (1:500)

НІ - безбарвний газ (з.у.) з різким запахом, добре розчиняється у воді (1:500)

H₂S - безбарвний газ (з.у.) з запахом тухлих яєць, отруйний: сильний відновник, погано розчиняється у воді (1:2,5), розчин називають сірководневою водою

NH₃ - безбарвний газ з різким характерним запахом, добре розчиняється в воді (1:700); розчин називають аміачною водою або нашатирним спиртом (максим.конц. 25%); при розчиненні у воді утворюється гідроксид амонію NH₄ОН (NH₄⁺ - амоній-іон), який проявляє властивості слабої основи.

б) До водневих сполук неметалів, що розкладаються водою, відносять сполуки Бору та Силіцію. Оскільки ці елементи мають менше значення електронегативності, ніж Н, то в своїх водневих сполуках вони проявляють позитивний ступінь окиснення, тоді як Н - негативний (-1).

Відомо багато сполук Бору з Гідрогеном (наприклад, В₂Н₆, В₄Н₁₀, В₅Н₉, В₆Н₁₀, В₁₀Н₁₄, В₂₀Н₁₆), вони дістали загальну назву борани. Наявність Н, який має ступінь окиснення -1 зумовлює той факт, що борани є надзвичайно сильними відновниками. Так, борани:

окислюються киснем повітря (окремі з них самозапалюються);

окислюються галогенами: В₂Н₆+Cl₂ 2ВCl₃+6НCl;

розкладаються водою з виділенням

Н₂: В₂Н₆+6H₂O 2Н₃ВО₃+6Н₂;

В₄Н₁₀+12H₂O 4Н₃ВО₃+11Н₂;

частково відновлюються лугами:

В₂Н₆+2КОН 2КОВН₃+Н₂;

В₄Н₁₀+4КОН 4КОВН₃+Н₂;

Борани утворюють продукти приєднання з аміаком: В₂Н₆+2NH₃ В₂Н₆2NH₃

Всі борани одержують тільки непрямим шляхом, головним чином із боридів металів:

4Mg₂B+16HCl B₄H₁₀+8MgCl₂+3H₂

Аналогічно сполуки Силіцію з Гідрогеном дістали назву силани. Загальна формула силанів Si_nH_2n+2, де n приймає значення від 1 до 6. Хімічні властивості силанів аналогічні боранам. Так, вони можуть самозапалюватися на повітрі; розкладатися водою з виділенням водню і утворенням відповідної кислоти; показовою є реакція галогенування силанів галогеноводнями (а не галогенами, як вуглеводнів):

Si₂H₆+2HBr Si₂H₄Br₂+2H₂.

в) До водневих сполук неметалів, що не взаємодіють з водою, відносяться сполуки Н з С (вуглеводні) та Р (фосфіни). Вуглеводнів відомо дуже багато (їх властивості вивчає органічна хімія), тоді як фосфінів - декілька: РН₃, Р₂Н₄, Р₁₂Н₆.

Фосфін РН₃ - газ, дуже погано розчинний у воді. Утворює нестійкі сполуки приєднання з галогеноводнями. Одержують гідролізом фосфідів металів:

Са₃Р₂+НОН Са(ОН)₂+РН₃.

Оксиди

Електронегативність всіх неметалів, окрім Флуору, менша, ніж у Оксигену. Це означає, що в сполуках з Оксигеном неметали мають позитивний ступінь окиснення, а Оксиген - негативний; зв'язок між Оксигеном і неметалом - ковалентний полярний. У сполуці з Флуором OF₂ Оксиген проявляє позитивну ступінь окиснення і її можна розглядати як фторид оксигену. Сполуки елементу з Оксигеном, ступінь окиснення якого -2, відносять до класу оксидів. Молекули оксидів побудовані так, що в них наявні зв'язки тільки між елементом та Оксигеном. Сполуки елементів з Оксигеном, у молекулах яких між двома атомами Оксигену є зв'язок, називають пероксидами (Н₂О₂- пероксид гідрогену (Н-О-О-Н).