Подготовка к ЕГЭ по химии. Лекция по теме «Неметаллы»


Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Средняя общеобразовательная школа села Старобурновомуниципального района Бирский район Республики Башкортостан
Тематические лекции
по химии для 11 класса
для подготовки к ЕГЭна 2015-2016 учебный годcоставила учитель химииАсылбаева Марина Евгеньевна
Тема 12. Неметаллы. Общие физические и химические свойства.
Неметаллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Расположение их в главных подгруппах соответствующих периодов следующее:
ГруппаIIIIVVVIVIIVIII
2-й периодBCNOFNe3-й периодSiPSClAr4-й периодAsSeBrKr
5-й периодTeIXe6-й периодAtRnКроме того к неметаллам относят также водород и гелий.
Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.
Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, большую электроотрицательность и высокий окислительно-восстановительный потенциал.
Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В отличие от преимущественно ионной природы строения соединений типичных металлов, простые неметаллические вещества, а также соединения неметаллов имеют ковалентную природу строения.
Физические свойства. В свободном виде могут быть:
газообразные вещества — фтор, хлор, кислород, азот, водород, инертные газы,
твёрдые вещества — иод, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, при комнатной температуре в жидком состоянии существует только бром.
У некоторых неметаллов наблюдается проявление аллотропии. Так для газообразного кислорода характерны две аллотропных модификации — кислород (O2) и озон (O3), у твёрдого углерода шесть форм — графит, алмаз, карбин, фуллерен, лонсдейлит, углеродные нанотрубки.
В молекулярной форме в виде простых веществ в природе встречаются азот, кислород и сера. Чаще неметаллы находятся в химически связанном виде: это вода, минералы, горные породы, различные силикаты, фосфаты, бораты. По распространённости в земной коре неметаллы существенно различаются. Наиболее распространёнными являются кислород, кремний, водород; наиболее редкими - мышьяк, селен, иод.
Химические свойства неметаллов
Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.
Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.
Взаимодействие с простыми веществами
А) Взаимодействие с металлами:
2Na + Cl20 = 2NaCl-1 – это часто используемая в быту поваренная соль-хлорид натрия
Fe + S0 = FeS-2- пирит или сульфид железа(11)
6Li + N20= 2Li3N-3- нитрид лития
2Ca + O20 = 2CaO-2-негашеная известь или оксид кальция
в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.
Б) Взаимодействие с другими неметаллами:
-взаимодействуя с водородом, большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:
3H2 + N20 = 2N-3H3,
H2 + Br2 0= 2HBr-1, т.к. водород имеет наименьшую электроотрицательность.
-взаимодействуя с кислородом , все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:
S0 + O2 = S+4O2,
4P0 + 5O2 = 2P2+5O5;
-при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем( единичный случай):
2F20 + O20 = 2O+2F2-1;
-неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя:

S0+ 3F20 = S+6F6-1,
C0 + 2Cl20 = C+4Cl4-1.
2. Взаимодействие со сложными веществами
Многие неметаллы проявляют восстановительные свойства при взаимодействии со сложными веществами:
ZnO + C0 = Zn + C+2O,
S0 + 6HNO3 конц = H2S+6O4 + 6NO2 + 2H2О.

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем и восстановителем:
А) Галогены взаимодействуют с водой:
2F2 + 2Н2O = 4HF + O2
Вода во фторе горит, кислород является не причиной, а следствием горения, выступая в непривычной для него роли восстановителя.
Cl2 + H2О = HCl + HClO.
Б) Для характеристики способности одних галогенов (не атомов галогенов, а простых веществ) к вытеснению других из растворов их соединений можно использовать «ряд активности» галогенов, который записывается так:
F2 > Сl2 > Вr2 > I2,
т. е. окислительные свойства уменьшаются.
Так, хлор вытесняет бром и йод (но не фтор), а бром в состоянии вытеснить только йод из растворов соответствующих солей:
2NaBr + Cl2 = 2NаСl + Br2
2КI + Br2 = 2КВr + I2.

Некоторые особенности отдельных представителей неметаллов.
Галогены.
Строение атомов галогенов
К галогенам относятся элементы VIII группы периодической системы, атомы этих элементов содержат на внешнем энергетическом уровне семь электронов и до его завершения им недостает только одного электрона, поэтому галогены проявляют яркие окислительные свойства. В подгруппе с увеличением порядкового номера эти свойства уменьшаются в связи с увеличением радиуса атомов: от фтора к астату ― и, соответственно, возрастают восстановительные свойства их. Аналогично уменьшается и значение относительной электроотрицательности галогенов. Как наиболее электроотрицательный элемент, фтор в соединениях с другими элементами проявляет постоянную степень окисления -1. Остальные галогены могут проявлять как эту степень окисления в соединениях с металлами, водородом и менее электроотрицательными элементами, так и положительные нечетные степени окисления от +1 до +7 в соединениях с более электроотрицательными элементами: кислородом, фтором.
Простые вещества галогены и их свойства

Хлор, бром и йод в стеклянных сосудах
Характеризуя простые вещества ― галогены, необходимо вспомнить основные теоретические сведения о типах химической связи и кристаллическом строении вещества. В двухатомных молекулах галогенов атомы связаны ковалентной неполярной связью Г· ·Г или Г―Г и имеют молекулярную кристаллическую решетку.
При обычных условиях F2 ― ярко-желтый, с оранжевым оттенком газ, Cl2 ― желто-зеленый ядовитый газ с характерным удушливым запахом, Br2 ― легколетучая бурая жидкость (пары брома сильно ядовиты, ожоги бромом очень болезненны и долго не заживают), а I2 ― твердое кристаллическое вещество, способное к возгонке. В ряду F2, Сl2, Br2, I2 ― плотность простых веществ растет, а интенсивность окраски увеличивается. Следовательно, в изменении свойств атомов и простых веществ ― галогенов проявляется одинаковая закономерность: с увеличением порядкового номера неметаллические свойства ослабевают, а металлические ― усиливаются.
Химические свойства галогенов
Взаимодействие галогенов с металлами с образованием галогенидов:
2Na + I2 ―― 2Na+1I-1 (иодид натрия);
2Al + 3I2 = 2Аl+3I3-1 (иодид алюминия);
2Al + 3Br2 = 2Al+3Br3-1 (бромид алюминия).
При реакциях металлов побочных подгрупп (переходных металлов) с галогенами образуются галогениды с большой степенью окисления металла, например:
2Fe + 3Cl2 = 2FеCl3,
но 2НСl + Fe = FeCl2 + Н2.
Взаимодействие галогенов с водородом с образованием галогеноводородов (тип связи ― ковалентная полярная, тип решетки ― молекулярная). Сравнение скорости химических реакций разных галогенов с водородом позволяет повторить зависимость ее от природы реагирующих веществ. Так, фтор имеет настолько большую скорость реакции, что взаимодействует с водородом с взрывом даже в темноте. Реакция хлора с водородом при обычных условиях идет медленно и лишь при поджигании или освещении скорость ее растет во много раз (происходит взрыв). Еще медленнее взаимодействуют с водородом бром и йод, причем последняя реакция приобретает уже эндотермический характер:

Только фтор взаимодействует с водородом необратимо, остальные галогены в зависимости от условий могут давать и обратимую реакцию.
Водные растворы галогеноводородов являются кислотами: HF ― фтороводородная (плавиковая), HCl ― хлороводородная (соляная), HBr ― бромоводородная, HI ― йодоводородная.
Галогены взаимодействуют с водой:
2F2 + 2Н2O = 4HF + O2
Вода во фторе горит, кислород является не причиной, а следствием горения, выступая в непривычной для него роли восстановителя.
Для характеристики способности одних галогенов (не атомов галогенов, а простых веществ) к вытеснению других из растворов их соединений можно использовать «ряд активности» галогенов, который записывается так:
F2 > Сl2 > Вr2 > I2,
т. е. окислительные свойства уменьшаются.
Так, хлор вытесняет бром и йод (но не фтор), а бром в состоянии вытеснить только йод из растворов соответствующих солей:
2NaBr + Cl2 = 2NаСl + Br2
2КI + Br2 = 2КВr + I2.

Общая характеристика халькогенов.
В главной подгруппе шестой группы периодической системы элементов Д. И. Менделеева находятся элементы: кислород (О), сера (S), селен (Se), теллур (Te) и полоний (Po). Эти элементы имеют общее название халькогены, что означает «образующие руды».
В подгруппе халькогенов сверху вниз с увеличением заряда атома закономерно изменяются свойства элементов: уменьшается их неметаллический характер и усиливаются металлические свойства. Так кислород ― типичный неметалл, а полоний ― металл (радиоактивен).
Серый селен

Пирит FeS2

Подгруппа кислорода
Сравнитель-ные характе-ристики8Окислород 16Sсера 34Seселен 52Teтеллур 84Poполоний
Электронное строение 1S22S22p4 …3S23p4 …3d104S24p4 …4d105S25p4 …4f145d106S26p4
Степень окисления -1, -2, +2* * ― только в оксиде F2O -2, +2, +4,+6 -2, +2, +4
Нахождение в природе В свободном состоянии ― в атмосфере (О2 ― кислород, О3 ― озон), в связанном ― в составе Н2О, SiO2, в сложных соединениях Самородная сера; сульфиды: свинцовый блеск PbS, медный блеск Сu2S, пирит FeS2, сероводород H2S; сульфаты: гипс CaSO4∙2H2O, горькая соль MgSO4∙7H2O, белки Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах Редкий элемент, содержится в малом количестве в самородной сере, сульфидных рудах Редкий радиоактивный элемент
Физические свойства О2 ― бесцветный газ без вкуса и запаха, умеренно растворим в воде, парамагнитен. O3 ― газ синего цвета, диамагнитен, сильный окислитель S-ромбическая ― желтые хрупкие кристаллы без запаха, не растворима в воде, ρ = 2 г/см3; S-пластическая ― коричнево-желтая, резиноподобнаяКристаллическое вещество с металлическим блеском, ρ = 4,8 г/см3, темно-серый, полупроводник ρ = 6,3 г/см3, серебристо-белый, хрупкий с металлическим блеском полупроводник ρ = 9,3 г/см3, мягкий, серебристо-белый, радиоактивный металл
Химические свойства По активности уступает только фтору, реагирует со всеми простыми веществами, (исключение: галогены, Pt , Au, инертные газы) и со многими сложными веществами И окислительные, и восстановительные свойства Свойства типичного неметалла
Se + O2 → SeO2
Se + Cl2 → SeCl2
Se + H2 → H2Se Слабо выраженные металлические свойства Проявляет свойства металла
Получение Фракционная перегонка жидкого воздуха; в лаборатории ― при термическом разложении CrO3, KNO3, RClO3, BaO2 В промышленности: из самородных руд. В лаборатории: окислением сероводорода, сульфидов Из отходов цветной металлургии и сернокислой промышленности, особо чистые ― дистилляцией в вакууме и зонной плавкой Искусственно облучением висмута в ядерных реакторах
Применение Для получения серной и азотной кислот; для выплавки чугуна и стали; для резки и сварки металла; как окислитель ракетного топлива; в органическом синтезе. Для получения серной кислоты; в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями; производство спичек; вулканизация каучука; в производстве черного пороха. Производство фотоэлементов и выпрямителей электрического тока В полупроводниковой технике  


Общая характеристика элементов подгруппы азота
В главную подгруппу пятой группы входят азот (N), фосфор (P), мышьяк (As), сурьма (Sb) и висмут (Bi).
Сверху вниз в подгруппе от азота к висмуту неметаллические свойства уменьшаются, а металлические свойства и радиус атомов ― увеличиваются. Азот, фосфор, мышьяк являются неметаллами, а сурьма относится к металлам.
Подгруппа азота
Сравнительные характеристики 7N азот 15Р фосфор 33As мышьяк 51Sb сурьма 83Bi висмут
Электронное строение 1S22S22p3 …3S23p3 …3d104S24p3 …4d105S25p3 …4f145d106S26p3
Степень окисления -1, -2, -3, +1, +2, +3, +4, +5 -3, +1, +3, +4,+5 -3, +3, +5
Электро-отрицательность 3,07 2,10 2,20 1,82 1,67
Нахождение в природе В свободном состоянии ― в атмосфере (N2 ― азот), в связанном ― в составе NaNO3 ― чилийская селитра; КNO3 ― индийская селитраCa3(РО4)2 ― фосфорит, Ca5(РО4)3(ОН) ― гидрооксилапатит, Ca5(РО4)3F ― фторапатитAs2S3 ― аурипигмент, As4S4 ― рельгар, FeAsS ― арсенопирит Sb2S3 ― антимонит или сурьмяный блеск Bi2S3 ― висмутин или висмутовый блеск, Bi2О3 ― бисмит или висмутовая охра
Содержание в земной коре, массовая доля, % 0,04 8,0·10-2 5·10-4 5·10-5 2·10-5
Аллотропические формы при обычных условиях Азот (одна форма) Белый, красный, черный фосфор Металлический (серый) мышьяк Серая сурьма Висмут (одна форма)
Агрегатное состояние Газ Кристаллические вещества Металлоподобное кристаллическое вещество Металлоподобное кристаллическое вещество Мягкий металл
Важнейшие формы кислотных оксидов элементов этой подгруппы Э2О3 и Э2О5, им соответствуют кислоты НЭО2 или Н3ЭО3, и НЭО2 или Н3ЭО4:
N2+3O3 → HN+3O2 (азотистая кислота);
N2+5O5 → HN+5O3 (азотная кислота);
(фосфористые кислоты);
(фосфорная кислота).
Элементы подгруппы азота образуют газообразные водородные соединения (NH3 ― аммиак, РН3 ― фосфин).
Водные растворы аммиака и фосфина представляют собой слабые основания:
NH3 + Н2О ↔ NH4ОН ↔ NH4+ + ОН- (гидроксид аммония);
РH3 + Н2О ↔ РH4ОН ↔ РH4+ + ОН- (гидроксид фосфония).



Общая характеристика подгруппы углерода
В главную подгруппу четвертой группы входят углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn) и свинец (Pb).
Сверху вниз в подгруппе от углерода к свинцу неметаллические свойства уменьшаются, а металлические свойства и радиус атомов увеличиваются. Углерод и кремний являются неметаллами, германий проявляет свойства металла и неметалла, а олово и свинец относятся к типичным металлам.
Подгруппа углерода
Сравнитель- ные характе-ристики6С углерод 14Si кремний 32Ge германий 50Sn олово 82Pb свинец
Электронное строение 1S22S22p2 …3S23p2 …3d104S24p2 …4d105S25p2 …4f145d106S26p2
Степень окисления -4, +2, +4 -4, +2, +4 +2, +4
Электро-отрицатель-ность2,5 1,74 2,02 1,72 1,55
Нахождение в природе В свободном состоянии ― алмаз, графит; в связанном ― уголь, нефть, известняк, мел СаСО3, мрамор, доломит магнезит, малахитКремнезем (SiO2), минералы ― алюмосиликаты натрия, калия, бария Ag8GeS6 ― аргиродит, Cu3(Fe,Ge)S4 ― германитSnO2 ― касситерит, Cu3FeSnS4 ― станнит PbS ― галенит, PbSO4 ― англезит, PbCO3 ― церуссит
Содержание в земной коре, массовая доля, % 0,35 27,6 7·10-4 4·10-3 1,6·10-3
Летучие водородные соединения, образуемые элементами подгруппы углерода, имеют общую формулу ЭН4. Среди них только метан СН4 является устойчивым соединением. Силан SiН4 малоустойчив и самовоспламеняется на воздухе. Еще менее устойчивы GeН4, SnН4, PbН4.
Низшие оксиды углерода и кремния СО и SiO являются несолеобразующими оксидами, а оксиды двухвалентных германия, олова и свинца GeО, SnО, PbО ― амфотерными оксидами.
Высшие оксиды углерода и кремния СО2 и SiO2 являются кислотными оксидами, которым соответствуют гидроксиды, проявляющие слабокислотные свойства ― угольная кислота Н2СО3 и кремниевая кислота Н2SiО3.
Амфотерным оксидам ― GeО2, SnО2, PbО2 ― соответствуют амфотерные гидроксиды, причем при переходе от гидроксида германия Ge(ОН)4 к гидроксиду свинца Pb(ОН)4 кислотные свойства ослабляются, а основные усиливаются.



Генетические связи - это связи между разными классами, основанные на их взаимопревращениях.
Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает растворимая кислота. Цепочку превращений можно представить в следующем виде:
неметалл→кислотный оксид→растворимая кислота→соль. Например:
P→P2O5→H3PO4→Na3PO4.
4P + 5O2 → 2P2O5 (с избытком кислорода),
P2O5 + 3H2O → 2H3PO4
H3PO4+3NaOH= Na3PO4+ 3H2O
Генетический ряд неметаллов, где в качестве звена ряда выступает нерастворимая кислота :
неметалл→кислотный оксид→соль→кислота→кислотный оксид→неметалл, Например:
Si→SiO2→Na2SiO3→H2SiO3→SiO2→Si.
Si+O2=SiO2
SiO2+2NaOH= Na2SiO3+ H2O
Na2SiO3+HCl= H2SiO3↓+ NaClH2SiO3→ SiO2+ H2O (при прокаливании)
SiO2+C=Si+2CO

Приложенные файлы

  • docx nemetall
    Размер файла: 4 MB Загрузок: 28