Неметаллы имеют атомное или молекулярное строение. Для них характерны невысокие температуры плавления и кипения, неспособность проводить электрический ток. Неметаллы вступают в реакции с металлами, водородом, кислородом и преимущественно являются окислителями. Большинство неметаллов используют в технике, химической промышленности.
Неметаллы в химических реакциях могут быть восстановителями и окислителями (фтор, кислород).
Взаимодействие неметаллов с металлами
2Na + Cl2 = 2NaCl,
Fe + S = FeS,
6Li + N2 = 2Li3N,
2Ca + O2 = 2CaO
2. Взаимодействие неметаллов с углеродом. Для углерода более характерны реакции, в которых он проявляет восстановительные свойства. Это имеет место при полном сгорании углерода любой аллотропической модификации
C + 2Cl2 = CCl4.
Продуктами взаимодействия двух неметаллов являются вещества с различным агрегатным состоянием, что имеют ковалентный тип химической связи, общие электронные пары которого смещаются к атому более электроотрицательного неметаллического элемента.
3. Взаимодействие неметаллов с водородом:
3H2 + N2 = 2NH3,
H2 + Br2 = 2HBr;
4. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами:
S + 3F2 = SF6,
S + O2 = SO2,
4P + 5O2 = 2P2O5;
5. Взаимодействие металлов с углеродом.
При обычной температуре углерод весьма инертен. Его химическая активность проявляется лишь при высоких температурах. Соединения углерода с металлами называются карбидами.
4А1 + ЗС = АІ4C 3 (Карбид алюминия )
Физические и химические свойства водорода H2 .Молекула Н2 содержит неполярную σ-связь. Бесцветный газ, без запаха и вкуса, устойчив к нагреванию до 2000 °С. Практически не растворяется в воде.
Физические константы: M r = 2,016, ρ = 0,09 г/л (н.у.), t пл = −259,19 °C, t кип = −252,87 °C.
Водород Н2 может проявлять в одних условиях восстановительные свойства (чаще), в других условиях - окислительные свойства (реже):
восстановитель H20 - 2 e − = 2HI
окислитель H20 + 2 e − = 2H−I
Реагирует с неметаллами, металлами, оксидами (обычно при нагревании):
2H2 + O2 = 2H2O
H2 + S = H2S
H2 + CuO = Cu + H2O
H2 + Ca = CaH2
Качественная реакция на водород - сгорание с "хлопком" собранного в пробирку газа.
Водородные соединения неметаллов.
В отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов.
| -4 | -3 | -2 | -1 |
| RH4 → | RH3 → | H2R → | HR |
Выводы:
1. Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол. 2.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. 4.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.
Контроль знаний:
1. Дайте характеристику подгруппе азота.
2. Запишите общую электронную конфигурацию для подгруппы фосфора.
3. Сопоставьте значения валентности и степени окисления каждого элемента:
а) в воде; б) в кислороде; в) в азоте; г) водород перекиси Н2О2…
3. Дайте характеристику подгруппе кислорода.
4. Запишите общую электронную конфигурацию для подгруппы кислорода.
ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ
Проработать: Л2.стр.162-172,пересказ конспекта лекции №4.Подготовить короткие сообщения о природных соединениях неметаллов.
Лекция № 5.
Тема: Кислоты неорганические и органические. Классификация кислот. Химические свойства кислот: взаимодействие с металлами, оксидами металлов, гидроксидами металлов, солями, спиртами (реакция этерификации). Особые свойства азотной и концентрированной серной кислоты.
Основания неорганические и органические. Основания, их классификация. Химические свойства оснований: взаимодействие с кислотами, кислотными оксидами и солями. Разложение нерастворимых оснований.
Соли. Классификация солей: средние, кислые и основные. Химические свойства солей: взаимодействие с кислотами, щелочами, металлами и солями. Представители солей и их значение.
Основные понятия и термины по теме: кислоты, органические и неорганические кислоты, классификация, применение,химические свойства, получение. основания, гидроксильные группы, растворимость, классификация, физические свойства, химические свойства. соли, кислотный остаток, классификация, растворимость, физические свойства, химические свойства.
План изучения темы
(перечень вопросов, обязательных к изучению):
1. Классификация кислот, (…оснований), (…солей).
2. Физические свойства
3. Химические свойства.
4. Понятие этерификации.
5. Особые свойства азотной и концентрированной серной кислоты.
6. Получение кислот.
Изложение лекции:
Кислоты – это сложные вещества, содержащие атомы водорода, которые могут замещаться атомами металла.
Кислоты - это электролиты, которые в водном растворе диссоциируют на катионы Водорода и анионы кислотного остатка. Например:
HCl → H+ + Cl-
В растворах кислот имеются катионы Водорода, обусловливающие общие свойства кислот.
1.Классификация.
1. По основности. (Основность кислоты —это число атомов водорода, которые в молекуле кислоты могут замещаться атомами металла):
· Одноосновные, молекулы которых содержат один атом водорода.
· Двухосновные, молекулы которых содержат два атома водорода.
· Трехосновные, молекулы которых содержат три атома водорода.
· Четырехосновные, молекулы которых содержат четыре атома водорода.
2. По содержанию атомов кислорода в молекуле кислоты:
· Бескислородные, молекулы которых не содержат атомов кислорода.
· Кислородосодержащие, молекулы которых содержат атомы кислорода.
Также неорганические кислоты классифицируются по стабильности (стабильные или устойчивые - все, кроме угольной и сернистой, нестабильные или неустойчивые - угольная и сернистая).
По силе кислоты могут быть сильными: серная, соляная, азотная, хлорная и другие, а также слабыми: сероводородная, хлорноватистая и другие.
Совсем не такое разнообразие предлагает органическая химия. Кислоты, которые имеют органическую природу, относятся к карбоновым кислотам. Их общая особенность - наличие функциональной группы -СООН. Например, НСООН (муравьиная), СН3СООН (уксусная), С17Н35СООН (стеариновая) и другие.
2.Химические свойства:
Кислоты одинаково изменяют цвет индикатора: метилоранж (в обычной среде - оранжевый, в кислотах - красный), лакмус (в нейтральной - фиолетовый, в кислотах - красный) или некоторые другие.
Взаимодействуют:
а). С основаниями Основание + Кислота = Соль + H2O
H3PO4 + 3NaOH = Na3PO4+ 3H2O
Б). С основными оксидами Кислота + Основной оксид = Соль + H2O
2HCl + CaO = CaCl2 + H2O
В)· С амфотерными оксидами Кислота + Амфотерный оксид = Соль + H2O
2HNO3 + ZnO = Zn(NO3)2 + H2O
Г).С амфотерными гидроксидами Кислота + Амфотерный гидроксид = Соль + H2O
3HCl + Cr(OH)3 = CrCl3 + 3H2O
Д).С нормальными солями Кислота + Соль = Соль + Кислота
HCl +AgNO3 = AgCl + HNO3
И)· С металлами 2HCl + Mg = MgCl2 + H2
3.Этерификация —реакция образования сложных эфиров при взаимодействии кислот и спиртов:
RCOOH + R’OH ⇔ RCOOR' + Н2О