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.
Назви оксидів складають з двох слів: оксид+назва елементу в родовому відмінку. Відомі оксиди, в яких неметал проявляє властивий йому вищий ступінь окиснення (наприклад, В2О3, СО2, N2O5, SO3, Cl2O7), а також нижчі (наприклад, СО, N2O, NO, N2O3, NO2, СlO2). Якщо елемент утворює декілька оксидів, то після назви елемента вказують його ступінь окиснення (римською цифрою в дужках): оксид сульфуру(ІV) - SO2, оксид сульфуру(VI) - SO3. Окремі оксиди мають і тривіальні назви: СО - чадний газ, СО2 - вуглекислий газ, SiO2 - пісок, N2O - веселящий газ.
За хімічними властивостями оксиди поділяють на солетворні та несолетворні. Несолетворними називають оксиди, які не взаємодіють з водою і не утворюють солей, їх є небагато: СО, SiO, N2O, NO. Оксиди, що під час хімічних реакцій утворюють солі, є солетворними. До них належить більшість оксидів. Оксиди неметалів при взаємодії з водою утворюють відповідні кислоти, тому їх відносять до кислотних оксидів, а також називають ангідридами відповідних кислот.
Властивості оксидів неметалів
Різні кислотні оксиди за звичайних умов мають неоднаковий агрегатний стан. Це можуть бути тверді речовини (В2О3, SiO2, Р2О5,), рідкі (N2О5, SO3, Cl2O7) і газоподібні (всі інші).
Кислотні оксиди проявляють певні загальні (тобто властиві всім) хімічні властивості, а саме:
вступають в реакцію сполучення з водою з утворенням відповідних кислот (в окремих випадках - двох кислот);
вступають в реакцію сполучення з оксидами металів з утворенням солей відповідних кислот;
вступають в реакцію обмінної взаємодії з розчинами лугів з утворенням солі відповідної кислоти і води (сплавлення твердих кислотних оксидів з основами).
Окрім загальних властивостей, окремі оксиди можуть проявляти й інші (властиві тільки даному оксиду) властивості. Так, наприклад, тверді оксиди при сплавленні їх з карбонатами здатні замістити СО2 і утворити відповідні солі; кислотні оксиди, яким відповідають багатоосновні кислоти, можуть взаємодіяти з розчинами середніх солей цієї ж кислоти з утворенням кислих солей; якщо неметал утворює декілька оксидів, то ці оксиди можуть вступати у реакції окислення-відновлення. Нижче наведено приклади рівнянь реакцій оксидів та коротка характеристика оксидів.
|
Оксид |
Деякі властивості оксиду |
Коротка характеристика оксиду |
|
|
2O |
Cl 2O+ H2O 2HClO |
Ангідрид хлорнуватистої кислоти. |
|
|
O2 |
2ClO2+ H2O HClO2+HClO3 |
Ангідрид хлористої кислоти. Нестійкий. |
|
|
O3 |
2ClO3+ H2O HClO3+HClO4 |
Ангідрид хлорнуватої кислоти. Нестійкий |
|
|
2O7 |
Cl 2O7+ H2O 2НClО4 |
Ангідрид хлорної кислоти. Безбарвна рідина. |
|
|
2O |
Br2O+ H2O 2HBrO |
||
|
2O5 |
І 2O5+ H2O 2HІO3 |
||
|
О2 |
SО2+ H2O Н2SО3 SО2+Na2O Na2SО3 SО2+2NaOH Na2SО3+H2O Проявляє властивості і окисника, і відновника: SO2+O2SO3; SO2+2H2S+ 3S+2H2O |
Ангідрид сірчистої кислоти. Безбарвний газ з різким задушливим запахом, розчиняється у воді (1:40) з утворенням |
|
|
О3 |
SО3+ H2O Н2SО4 SО3+Na2O Na2SО4 SО3+2NaOH Na2SО4+H2O |
Ангідрид сірчаної кислоти. Безбарвна рідина в інтервалі температур 17-45 оС, дуже гігроскопічна, добре розчиняється в концентровані сірчаній кислоті, утворюючи так званий олеум |
|
|
2О |
несолетворний оксид; нестійкий: 2N2O 2N2+O2 |
Газ без кольору в запаху, погано розчиняється у воді (1:1,3); збуджуюче діє на нервову систему і притупляє больові відчуття, тому використовується як наркотичний засіб |
|
|
О |
несолетворний оксид; приєднує О2 (з повітря) та Cl2: 2NO+O2 2NO2; 2NO+Cl2 2NOCl NO+NO2N2O3 |
Безбарвний газ, слабо розчинний у воді (1:0,08) |
|
|
2О3 |
N2О3+ H2O 2НNО2 N2О3+ 2NaOH 2NaNО2+H2O |
Ангідрид нітритної (азотистої) кислоти. Рідина темно-синього кольору, що кипить при 3,5оС |
|
|
О2 |
2NО2+ H2O НNО2+НNО3, а утворена розкладається: 3НNО2НNО3+2NO+Н2О 2NО2+2NaOHNaNО2+NaNО3+H2O NO+NO2N2O3 |
Бурий газ з характерним різким запахом, здатний в міру охолодження утворювати димери: 2NО2 N2О4 |
|
|
2О5 |
N2О5+ H2O 2НNО3 N2О5+ 2NaOH 2NaNО3+H2O 2N2О54NO2+O2 |
Ангідрид нітратної (азотної) кислоти. Тверда кристалічна речовина. |
|
|
2О3 |
Р2О3+ 3H2O 2Н3РО3 |
Ангідрид фосфористої кислоти. Біла кристалічна речовина, (плавиться при 23,8о)С |
|
|
2O5 |
P2O5+3H2O 2H3PO4 P2O5+ H2O 2HPO3 P2O5+CaO Ca(PO3)2 P2O5+3Ca(OH)2Ca3(PO4)2+3H2O 2NaHCO3+P2O52NaPO3+H2O +CO2 P2O5+4Na3PO4+3H2O 6Na2HPO4 P2O5+Na3PO4+3H2O 3NaH2PO4 P2O5+2Na2HPO4+3H2O 4NaH2PO4 |
Ангідрид мета-, орто- та пірофосфорної кислоти. Білий порошок, дуже гігроскопічний, віднімає навіть воду, що входить до складу хімічних сполук. При взаємодії з водою може утворювати три кислоти: |
|
|
О |
2СО+О22СО2 FeO+CO Fe+CO2 CO+Cl2 COCl2 (фосген) CO+2Н2 CH3OH CO+NaOH HCOONa СO+NH3H2O+HCN (синильна кислота) |
Отруйний газ без кольору і запаху (тривіальна назва - чадний газ). Малорозчинний у воді. Несолетворний. Сильний відновник. |
|
|
О2 |
СО2+ H2O Н2СО3 СО2+Ca(OH)2 CaCO3+H2O CO2+2MgO 2MgO+C CO2+2Mg 2MgO+C CO2+C 2CO CaCO3+H2O+CO2 Ca(НCO3)2 процес фотосинтезу: 6nСО2+6nН2О (С6Н10О5)n+6Н2О+6О2 |
Ангідрид вугільної кислоти. Безбарвний газ (тривіальна назва - вуглекислий газ), малорозчинний у воді, не підтримує дихання і горіння. |
|
|
O2 |
SiO2+ H2O ?(не взаємодіє) SiO2+ 2NaOH Na2SiO3+H2O SiO2+ Na2CO3Na2SiO3+CO2 SiO2+4HF SiF4+2H2O |
Ангідрид кремнієвої кислоти. Тверда кристалічна речовина (пісок), нерозчинна в воді. |
|
|
2О3 |
3В2О3+2Na3PO4 P2O5+6NaBO2 |
Ангідрид борної кислоти. Біла кристалічна або склоподібна речовина |
В періодах кислотні властивості вищих оксидів зростають зліва направо, а в групах - знизу вгору.
Одержання оксидів
Оксиди можуть утворюватися:
при згоранні простих речовин відповідних елементів (крім оксидів галогенів та азоту);
при згоранні чи каталітичному окисленні складних речовин, що містять даний елемент,
при розкладі відповідних кислот та їх солей
та деяких інших специфічних реакціях (наприклад, при дії водовіднімаючих речовин (Р2О5) на відповідні кислоти, при окисно-відновних реакціях і т.д.).
Нижче в таблиці наведені рівняння реакцій одержання важливіших оксидів:
|
Оксид |
Одержання оксиду |
||
|
промислове |
|||
|
Cl 2O7 |
2HClO4+P2O5 2HPO3+Cl2O7 |
||
|
SО2 |
Na2SO3+H2SO4 Na2SO4+SO2+H2O Cu+2H2SO4конц. CuSO4+SO2+2H2O |
S+О2 SO2 4FeS2+11О2 2Fe2O3+8SO2 |
|
|
SО3 |
SO2+O2SO3 |
||
|
N2О |
NH4NO3N2O+2H2O |
||
|
NО |
3Cu+8HNO3 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O |
4NH3+5O2 4NO+6H2O |
|
|
N2О3 |
2HNO3+As2O32HAsO3+N2O3 |
||
|
NО2 |
4HNO3 2H2O+4NO2+O2 2Cu(NO3)2 2CuO+4NO2+O2 Cu+4HNO3конц. Cu(NO3)2+2NO2+2H2O S+6HNO3конц. H2SO4+6NO2+2H2O |
2NO+O2 2NO2 |
|
|
N2О5 |
2HNO3+P2O5 2HPO3+N2O5 2NO2+O3 N2O5+O2 |
||
|
Р2О5 |
4Р+5О2 2Р2О5 2Н3РО4 3Н2О+Р2О5 |
||
|
СО |
HCOOHCO+H2O H2C2O4CO2+CO+H2O |
2С+О2 2CO CO2+C 2CO |
|
|
CO2 |
2CO+О2 2CO2 СаСО3+2HCl CaCl2+H2O+CO2 СаСО3 СаО+CO2 |
СаСО3СаО+CO2 СН4+2О2 CO2+H2O С+О2 CO2 |
|
|
SiO2 |
|||
|
В2О3 |
4В+О2 В2О3 2Н3ВО3 В2О3+3Н2О |
Размещено на Allbest.ru
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 03.03.2015Сполуки, 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 12.12.2011Загальна 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 12.12.2011Загальна 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 19.02.2009Предмет 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 19.10.2013Прості 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 20.03.2012Основні 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 21.12.2011Метали головних підгруп І та ІІ групи періодичної системи, їх поширення у природі, фізичні властивості, хімічні реакції з неметалами, водою, кислотами, оксидами. Гідроксиди s-елементів, їх одержання та використання. Твердість води та її усунення.
лекция [72,1 K], добавлен 12.12.2011Залежність магнітної сприйнятливості різних речовин від температури. Ядерний магнітний момент. Додатні значення магнітної сприйнятливості парамагнітних матеріалів. Магнітні властивості електронів, ядер, атомів. Природа діа-, пара- і феромагнетизму.
реферат [420,2 K], добавлен 19.12.2010Моногалогенопохідні та полігалогенопохідні алканів: номенклатура, ізомерія, методи одержання, електронна будова, фізичні та хімічні властивості. Ненасичені галогенопохідні: загальна характеристика, методи та обґрунтування процесу одержання, властивості.
курсовая работа [2,0 M], добавлен 03.11.2013
