Хімія неметалів

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

Рубрика Химия
Вид курс лекций
Язык украинский
Дата добавления 12.12.2011
Размер файла 107,6 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

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:

Період

Група

III A

IV A

V A

VI A

VII A

VIII A

1

H

He

2

B

C

N

O

F

Ne

3

Si

P

S

Cl

Ar

4

As

Se

Br

Kr

5

Te

I

Xe

6

At

Rn

Вищі оксиди

R2O3

RO2

R2O5

RO3

R2O7

Сполуки з Н

RH4

RH3

RH2

RH

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.

№ групи, в якій розташований елемент

Стан електронів атому елементу

Будова зовнішн. енергетичн. рівня

Кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні ( в т.ч.неспарених)

Характерні ступені окиснення елементів

Гідроген

Н

основний

1 s1

1 (1)

-1; 0; +1

збуджений

-

ІІІ

основний

ns2 np1 nd0

3 (1)

0

збуджений

ns1 np2 nd0

3 (3)

+3

ІV

основний

ns2 np2 nd0

4 (2)

-4; 0; +2

збуджений

ns1 np3 nd0

4 (4)

+4

V

основний

ns2 np3 nd0

5 (3)

-3; 0; +3

збуджений

ns1 np3 nd1

5 (5)

+5

основний

ns2 np4 nd0

6 (2)

0; -2

збуджений

ns2 np3 nd1

ns1 np3 nd2

6 (4)

6 (6)

+4

+6

VІІ

основний

ns2 np5 nd0

7 (1)

-1; 0 +1

збуджений

ns2 np4 nd1

ns2 np3nd2

ns1np3nd3

7 (3)

7 (5)

7 (7)

+3

+5

+7

VІІІ

основний

ns2np6

8 (0)

0

збуджений

-

* 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 3О23.

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.

ІІІ

ІV

V

VІІ

VІІІ

B

C

N

O

F

Ne

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Ga

Ge

As

Se

Br

Kr

In

Sn

Sb

Te

I

Xe

Tl

Pb

Bi

Po

At

Rn

металічні

атомні

молекулярні

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

F2, O2 та O3, N2 як прості речовини найбільш електронегативних елементів вступають у хімічні реакції тільки в якості окисників. Інші прості речовини неметалів можуть виступати в окисно-відновних реакціях як в ролі окисників, так і в ролі відновників в залежності від того, з яким по силі окисником чи відновником вступає дана речовина в хімічну реакцію. Тому можна відмітити наступні реакції, характерні для неметалів:

1) Неметали можуть вступати у взаємодію з металами (при безпосередньому контакті за звичайних умов або при певних умовах, зокрема, при підвищеній температурі). Загальна закономірність таких взаємодій полягає в тому, що чим більша різниця у значеннях електронегативності між металом і неметалом, тим активніше відбувається ця взаємодія. Сполуки утворюються за рахунок того, що метал віддає свої валентні електрони неметалу, тобто в процесі реакції неметал - окисник, а метал - відновник. При цьому утворюються відповідні бінарні сполуки іонного типу, в яких неметал має властивий йому негативний ступінь окиснення.

Неметал

Приклад взаємодії

Назви утворених сполук неметалу

Метали, які можуть вступати у взаємодію

Умови, при яких відбувається взаємодія

F2

фториди

всі

при звичайних умовах

O2

2Mg+O2 2MgO

3Fe+2O2 FeOFe2O3

оксиди

всі, крім Ag, Au, Pt

лужні та лужно-земельні метали окиснюються киснем повітря при звичайних умовах; інші - при нагріванні

N2

6Na+N2 Na3N

нітриди

тільки s-метали

при нагріванні

Cl2

2Na+Cl2 2NaCl

2Fe+Cl2 FeCl3

хлориди

всі

при звичайних умовах

S

Fe+S FeS

сульфіди

всі, крім Au, Pt, Ru

при нагріванні

C

Ca+C CaC2

4Al+3C Al4C3

карбіди

майже всі

при нагріванні

P

3Ca+2P Ca3P2

фосфіди

майже всі

при нагріванні

H2

2Na+H2 2NaH

гідриди

тільки s-метали

Si

2Ca+Si Ca2Si

силіциди

майже всі

при нагріванні

2) Неметали можуть вступати у взаємодію між собою. Оскільки різниця у значеннях електронегативності між двома різними неметалами не надто велика, то безпосередньо (напряму) між собою взаємодіють не всі неметали навіть при підвищеному тиску та температурі, окремі взаємодії відбуваються при наявності каталізаторів, дуже часто реакції є оборотними. В результаті взаємодії утворюються бінарні сполуки (зв'язок ковалентний, в тій чи іншій мірі полярний), в яких більш електронегативний елемент має властивий йому негативний ступінь окислення, а менш електронегативний - позитивний ступінь окислення. Електронегативність елементів зростає в ряду .

Проста речовина

Як окисник

Як відновник

Фтор

Взаємодіє майже з усіма неметалами (в т.ч. з Хе), крім О2 та N2

S+2F2 SF4

C+2F2 CF4

H2+F2 2HF

Si+2F2 SiF4

-

Кисень

Безпосередньо не взаємодіє тільки з галогенами, інертними газами.

N2+O2 2NO

S+O22

2С+О2 2СО або С+О2 СО2

4Р+3О2 2О3 або 4Р+5О2 2О5

2+O2 2H2O

4В+3O22О3

Si+O2 SiО2

-

Азот

Інертний, взаємодіє тільки з С, В, N2, O2 при високій температурі або в присутності каталізаторів

2C+N2 (CN)2

2+N2 2NH3

2B+N2 2BN

N2+O2 2NO

Сl2,Br2,I2

Безпосередньо не взаємодіють з інертними газами, вуглецем, киснем, азотом; енергійність реакцій спадає в ряду Сl2-Br2-I2

2S+Cl2 S2Cl2

2P+3Cl2 2PCl3 або 2P+5Cl2 2PCl5

H2+Cl2 2HCl

2B+ 3Cl22ВCl3

Сірка

Взаємодіє при створенні необхідних умов з усіма неметалами, крім азоту

C+2S CS2

4P+6S 2P2S3 або 4P+10S 2P2S5

H2+S H2S

2В+3SB2S3

S+F2 SF6

S+O2 SO2

Вуглець

Найбільш реакційноздатним є аморфний вуглець, потім - графіт, алмаз; реакції протікають при нагріванні

2H2+C CH4

C+F2 СF4

C+O2 CO2

C+N2 (CN)2

C+S CS2

Фосфор

Реакції протікають при нагріванні; найактивніший - білий фосфор

2P+3H2+ 2PH3

Р+3І2 2РІ3

4Р+3О2 2О3 4Р+5О2 2О5

2P+3Cl2 2PCl3 2P+5Cl2 2PCl5

4P+6S 2P2S3 4P+10S 2P2S5

Водень

Взаємодіє майже з усіма неметалами, крім бору, силіцію

H2+F2 2HF; 2H2+O2 2H2O

2+N2 2NH3; H2+Cl2 2HCl

H2+Br2 2HBr H2+S H2S

2H2+CCH4 або H2+2СC2H2

H22 2HІ; 3H2+2P 2PH3

Бор

При нагріванні взаємодіє з киснем, азотом, хлором, бромом, сіркою

Силіцій

При нагріванні взаємодіє з киснем, хлором, бромом, сіркою

Si + О2 SiО2

Неметали здатні вступати у взаємодію не тільки з простими, але і з складними речовинами, причому характер таких взаємодій різний в залежності від окислювальної (відновної) здатності неметалу.

З водою більшість неметалів не взаємодіє, за виключенням:

F2+H2O 4HF+O2

Cl2+HOH HCl+HClO

С+Н2О СО+Н2

З лугами більшість неметалів не взаємодіє, за виключенням:

Cl2+2KOH KCl+KClO+H2O

3Cl2+6KOH 5KCl+KClO3+3H2O

8P+3Ba(OH)2+6H2O2PH3+3Ba(H2PO4)2

2B+2KOH+2H2O2KBO2+3H2

З кислотами найсильніші окисники - галогени, кисень, озон - здатні взаємодіяти як окисники: так, відповідно до значень електронегативності вільний галоген (та кисень) витісняє послідуючий з його галогеноводню; хлор окислює Н3РО3 в Н3РО4.

O2+4HCl 2H2O+2Cl2

O2+4HBr 2H2O+2Br2

O2+4HI 2H2O+2I2

Cl2+2HBr 2HCl+Br2

Cl2+2HI 2HI+I2

З кислотами-окисниками неметали, що проявляють відновні властивості, здатні вступити у взаємодію:

S+2H2SO4(конц.) 3SO2+2H2O

S+6HNO3(конц.) H2SO4+6NO2+2H2O

C+2H2SO4 (конц.) CO2+4NO2+2H2O

C+4HNO3(конц.) CO2+4NO2+2H2O

2P+ 5H2SO4(конц.)3РО4+5SO2+2H2O

P+5HNO3+2H2O 3H3PO4+5NO

Інші окисно-відновні взаємодії неметалів:

Неметал як окисник

Неметал як відновник

2F2+SiO2 SiF4+O2

F2+2KCl 2KF+Cl2

S+KClO3 KCl+SO3

3C+ S+2KNO3 K2S+N2+3CO2

F2+2KBr 2KF+Br2

O2+CO CO2

O2+NO NO2

O2+P2O3 P2O5

3O2+4NH3 2N2+6H2O

5O2+4NH3 4NO+6H2O

4O3+PbS PbSO4+4O2

O3 +2KI+H2O O2+2KOH+I2

Cl2+SO2+2H2O 2HCl+H2SO4

4Cl2+Na2S2O3+5H2O2NaCl+6HCl+2H2SO4

Cl2+2KBr 2KCl+Br2

Cl2+2KI 2KCl+I2

2Cl2+2C+SiO2 SiCl4+CO

4Cl2+SiH4 SiCl4+4HCl

Cl2+SiH4 SiH3Cl+HCl

Cl2+SiH3Cl SiH2Cl2+HCl

Cl2+SiH2Cl2 SiHCl3+HCl

Cl2+SiHCl3 SiCl4+HCl

S+2KNO3+3C K2S+N2+3CO2

C +2CaSO4 2SO2+2CaO+CO2

4C+BaSO4 BaS+4H2O

С+2SiO2+2Na2SO4 2Na2SiO3+2SO2+CO2

C+CO2 2CO

C+ZnO Zn+CO

C+SiO2 Si+2CO

C+CaO CaC2+CO

C+Al2O3 Al4C3+6CO

2C+2Cl2+SiO2 SiCl4+CO

P+5HNO3 H3PO4+5NO2+H2O

6P+5KClO3 5KCl+3P2O5

3H2+W2O3 3H2O+W

3H2+CO H2O+CН4

2H2+CO СН3ОН

Н22Н4 С2Н6

4B+3SiO2 2B2O3+3Si

Si+SiO22SiO

Si+2H2S SiS2+2H2

Одержання неметалів

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.

Метод розкладу

Метод витіснення

Водень

а) термічним розкладом бінарних сполук: 2Н2О 4Н22

2НІ Н22; СаН2 Са+Н2

а) взаємодією водних розчинів кислот з металами, які стоять в ряді напруг до Н:

Zn+H2SO4 ZnSO4+H2

б) електролізом бінарних сполук:

NaH Na+H2

4H2O2H2+O2

б) взаємодією лужних та лужно-земельних металів і їх гідридів з водою:

2Na+2H2O 2NaOH+H2

NaН+H2O NaOH+H2

в) термічним розкладом метану (піролізом):

4C+2H2

2CН4C2Н2+3H2

в) взаємодією водних розчинів лугів з амфотерними металами чи кремнієм:

2Al+2NaOH+2H2O3H2+2NaAlO2

Si+2NaOH+H2O 2H2+Na2SiO3

г) взаємодією водяної пари при високих температурах з відновниками - залізом, вуглецем і т.п. (конверсією водяної пари):

3Fe+4H2O Fe3O4+4H2

C+ H2O CO+H2

4+ H2O CO2+3H2

Фтор

Виключно тільки електролізом розплавленої системи HF-KF

Неможливо

Хлор,

бром,

йод

Електролізом водних розчинів чи сольових розплавів галогенідів:

2KCl2K+Cl2

Взаємодією їх бінарних сполук з окисниками:

10KCl+2KMnO4+8H2SO45Cl2+2MnSO4+6K2SO4+8H2O

Термічною дисоціацією галогеноводнів:

Інші методи: Йод можна одержати з оксигенних сполук при взаємодії їх з відновниками:

2NaIO3+5NaHSO3 2Na2SO4+3NaHSO4+I2+H2O

Кисень

Термічним розкладом оксидів неактивних металів та пероксидів:

2Ag2O4Ag+O2

2HgO2Hg+O2

3PbO2Pb3O4+O2

2BaO22BaO+O2

З оксидів, пероксидів, надпероксидів:

2MnO2+2H2SO4 2MnSO4+O2+2H2O

2Na2O2+2CO2 2Na2CO3+O2

4KO2+2CO2 2K2CO3+3O2

Термічним розкладом деяких солей - хлоратів, перхлоратів, перманганатів, нітратів

Ba(ClO3)2BaCl2+3O2

2KMnO4K2MnO4+MnO2+O2

2KNO32KNO2+O2

Pb(NO3 )2Pb3O4+O2

Електролізом водних розчинів лугів, оксигенвмісних кислот та їх солей (кисень виділяється на аноді):

Na2SO42Na++SO42-

SO42-+H2OH2SO4+O2+2e

2H2O2H++ H2O +O2+2e

Сірка

Термічною дисоціацією сульфідів і полісульфідів:

H2SH2+S

FeS2FeS+S

BaS2+2HCl BaCl2+H2S+S

2H2S+SO2 3S+2H2O

Na2S2O3+2HCl S+SO2+2NaCl+H2O

2Na2S+Na2SO3+6HCl 6NaCl+S+3H2O

Азот

Термічною дисоціацією водневих сполук:

N2H4 N2+2H2

2NH3 3N2+H2

Відновленням нітрогену в нітратах та нітритах:

6KNO3+10Fe 3N2+3K2O+5Fe2O3

NaNO2+NH4Cl N2+NaCl+2H2O

Окисленням нітрогену в його водневих сполуках:

4NH3+3O2 6H2O+2N2

8NH3+3Cl2 N2+6NH4Cl

2NH3+CuO N2+3Cu+3H2O

Фосфор

2РН3 2Р+3Н2

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

6NaPO3+10Al+3SiO26P+5Al2O3+3Na2SiO3

Карбон аморф-ний

(сажа)

Піролізом вуглеводнів або дегідратацією вуглеводів:

СН4 С+2Н2

С2Н2 2С+Н2

С12Н22О11 12С+11Н2О

Відновленням карбону в його сполуках:

СО2+2Mg C+2MgO

CCl4+4Na C+4NaCl

Електролізом розплавлених карбонатів (на катоді): Na2СO32Na++СO32-

СO32-+4 e С+3O2-

Силіцій аморфний

Термічним розкладом силанів:

SiH4 Si+2H2

Відновленням оксиду (технічний):

SiO2+2C Si+2CO

SiO2+2Mg Si+2MgO

Електролізом розплавів солей (на катоді):

Na2SiF62Na++SiF62-

SiF62-+4 e Si+6F-

Відновленням хлориду (чистий)

SiCl4+4Na Si+4NaCl

SiCl4+2Н2 Si+4НCl

Бор аморф-ний

Термічним розкладом його галогенідів та гідридів:

2ВІ3 2В+3І2

В2Н62В+3Н2

B2O3+2Al 2B+Al2O3

BCl3+3Na B+3NaCl

Електролізом розплавів солей (на катоді):

КВF4К++ВF4-

ВF4-+3 e В+4F-

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: 1s22s21, в збудженому стані 1s22s12 (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: ns22 (2 валентні електрони і здатність приймати на ваканту орбіталь пару електронів), в збудженому стані ns13 (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 Сn (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: 2s23 (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: 3s23 (3 валентні електрони і здатність утворювати четвертий валентний зв'язок шляхом передачі неподіленої пари s-електронів на ваканту орбіталь іншого атому), в збудженому стані 3s133d1; 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: 2s24 (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: ns24 (2 валентні електрони), в збудженому стані ns23nd1 (4 валентні електрони) та ns13nd2 (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, Н24). 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:

3

Н2O

HF

3

Н2S

HCl

Н2Se

HBr

НІ

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

Н

НН

Н

Н

НН

Н

Н

Н

метан

аміак

вода

фторо-водень

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:

32O 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 (tкип.= 19,9оС) 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 2КОВН32;

В4Н10+4КОН 4КОВН32;

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 SinH2n+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).


Подобные документы

  • Загальна характеристика елементів I групи, головної підгрупи. Електронна будова атомів і йонів лужних металів. Металічна кристалічна гратка. Знаходження металів в природі та способи їх одержання в лабораторних умовах. Використання сполук калію та натрію.

    презентация [247,6 K], добавлен 03.03.2015

  • Сполуки, до складу яких входять атоми Гідрогену. Водні розчини кислот та негативні іони і їх концентрація та класифікація за різними критеріями. Номенклатура кислот і реакції іонної обмінної взаємодії. Утворення малодисоційованої сполуки, азотна кислота.

    контрольная работа [69,2 K], добавлен 12.12.2011

  • Загальна характеристика d-елементів. Властивості елементів цієї групи та їх простих речовин. Знаходження в природі. Хімічні реакції при одержанні, опис властивостей солей. Характеристика лантаноїдів та актиноїдів. Розчинення в розведених сильних кислотах.

    курс лекций [132,9 K], добавлен 12.12.2011

  • Загальна характеристика, поширення в організмі та види вуглеводів. Класифікація і хімічні властивості моносахаридів. Будова і властивості дисахаридів й полісахаридів. Реакції окислення, відновлення, утворення простих та складних ефірів альдоз та кетоз.

    реферат [25,7 K], добавлен 19.02.2009

  • Предмет біоорганічної хімії. Класифікація та номенклатура органічних сполук. Способи зображення органічних молекул. Хімічний зв'язок у біоорганічних молекулах. Електронні ефекти, взаємний вплив атомів в молекулі. Класифікація хімічних реакцій і реагентів.

    презентация [2,9 M], добавлен 19.10.2013

  • Прості та складні речовини. Валентність атомів елементів. Швидкість хімічних реакцій, хімічна рівновага. Будова атома і періодична система елементів Д.І. Менделєєва. Полярний і неполярний ковалентний зв’язки. Характеристика металів. Поняття про розчини.

    учебное пособие [22,0 M], добавлен 20.03.2012

  • Основні положення атомно-молекулярного вчення. Періодичний закон і система хімічних елементів Менделєєва. Електронна теорія будови атомів. Характеристика ковалентного, водневого і металічного зв'язку. Класифікація хімічних реакцій і поняття електролізу.

    курс лекций [65,9 K], добавлен 21.12.2011

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.