Реферат: Химические свойства неметаллических элементов

Водень.

Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S¹ . Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів. Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином, особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в періодичній системі.

Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н₂ О. Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:

СН₄ + Н₂ О = СО + 3Н₂

СО + Н₂ О = СО₂ + Н₂

Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

С + Н₂ О = СО + Н₂

СО + Н₂ О = СО₂ + Н₂

Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад:

Zn+2HCl=ZnCl₂ +H₂

2Al+6NaOH+6H₂ O=2Na₃ [Al(OH)₆ ]+3H₂

Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до оксидів і галогенів:

2H₂ +O₂ =2H₂ O

H₂ +Cl₂ =2HCl

CuO+H₂ =Cu+H₂ O

WO₃ +3H₂ =W+3H₂ O

У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:

2Na+H₂ =2NaH

З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. При нагріванні водень реагує з багатьма в – металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 – відновні.

NaH+HOH=NaOH+H₂

Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н₂ використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах.

Кисень.

Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот (силікатів), піску (SiO₂ ), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук. Наприклад:

2KClO₃ =2KCl+3O₂

2KMnO₄ =K₂ MnO₄ +MnO₂ +O₂

Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:

4Fe+3O₂ =2Fe₂ O₃

C+O₂ =CO₂

CH₄ +2O₂ =CO₂ +2H₂ O

2ZnS+3O₂ =2ZnO+2SO₂

Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких збеігається:

2Na+O₂ =Na₂ O₂ (пероксид натрію)

K+O₂ =KO₂ (надпероксид калію)

Li+O₂ =Li₂ O (оксид літію)

Озон О₃ – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

3O₂ =2O₃

Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

O₂ +hv=O₂ ^*

O₂ +O₂ ^* =O₃ +O

O₂ +O=O₃

О₃ – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О₃ з різними відновниками. Наприклад:O₃ =O₂ +O

2KI+O₃ +H₂ SO₄ =I₂ +K₂ SO₄ +O₂ +H₂ O

O O₂

Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na₂ O, CaO), кислотні (СО₂ , P₂ O₅ ), амфотерні (ZnO, Al₂ O₃ ), несолетвірні (N₂ O, NO).

Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N₂ O₂ , ВаО₂ ), надпероксиди (КО₂ ), озоніди (КО₃ ).

Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті₆ О, Ті₃ О).

Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

Вода. Це стійка речовина ( Н_утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000^о С помітним стає розкладання на прості речовини:

2H₂ O=2H₂ +O₂

Понад 5000^о С розкладання відбувається практично повністю.

Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук.

Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами:

CaO+H₂ O=Ca(OH)₂

P₂ O₅ +3H₂ O=2H₃ PO₄

з солями: CuSO₄ +5H₂ O=CuSO_4* 5H₂ O

Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню

(-2):

2F+2H₂ O=4HF+O₂

При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості:

2HOH+2Na=2NaOH+H₂

Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н₂ О₂ у лужному середовищі:

Na₂ O₂ +2HOH=2NaOH+H₂ O₂

2H₂ O₂ =2H₂ O₂ +O₂

Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО₂ , реакцією обміну якого з Н₂ SО₄ можна добути Н₂ О₂ :

BaO₂ +H₂ SO₄ =H₂ O₂ +BaSO₄

Галогени.

Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.

Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).

У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF₂ , фторапатит CaF_{2 *} 3Ca₃ (PO₄ )₂ , кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl_* NaCl та інші. Іони хлору містяться в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом.

Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO₂ , KmnO₄ :

MnO₂ +4HCl=MnCl₂ +Cl₂ +2H₂ O

2KmnO₄ +16HCl=2MnCl₂ +5Cl₂ +2KCl+8H₂ O

Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:

2NaBr+MnO₂ +2H₂ SO₄ =Br₂ +MnSO₄ +Na₂ SO₄ +2H₂ O

10KI+2KMnO₄ +8H₂ SO₄ =5I₂ +MnSO₄ +6K₂ SO₄ +8H₂ O

Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором:

2Br+Cl₂ =Br₂ +2Cl

2I+Cl₂ =I₂ +2Cl

У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні гази:

Xe+F₂ =XeF₂

2H₂ O+2F₂ =4HF+O₂

SiO₂ +2F₂ =SiF₄ +O₂

Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

2Al+3Br₂ =2AlBr₃

2P+3Cl₂ =2PCl₃

2NH₃ +3Br₂ =N₂ +6HBr

У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н₂ + Г₂ = 2НГ. Реакція з фтором швидко перебігає в темноті і на холоді, реакція з бромом йде швидко лише при нагріванні, реакція з йодом оборотна і протікає при підвищенні температури.

При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:

Cl₂ +H₂ O=HCl+HOCl

а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl₂ +2KOH=KCl+KOCl+H₂ O

Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.

Галогеноводні НГ можна добути реакціями галогенів з воднем бо (для HF i HCl) реакціями обміну:

CaF₂ +H₂ SO₄ =CaSO₄ +2HF

NaCl+H₂ SO₄ =NaHSO₄ +HCl

NaCl+NaHSO₄ =Na₂ SO₄ +HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподібному стані, добре розчиняються у воді. У водних розчинах НГ мають кислотні властивості. HCl, HBr, HI - сильні кислоти.

Підсилення відновних властивостей Г виявляються у їх різному реагуванні на дію концентрованої H₂ SO₄ . Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO₂ ; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO₂ , а і до вільної сірки або навіть H₂ S:

2HBr+H₂ SO₄ =Br₂ +SO₂ +2H₂ O

8HI+H₂ SO₄ =4I₂ +H₂ S+4H₂ O

Через це HBr і HI неможливо добути дією концентрованої сірчаної кислоти на солі цих кислот.

Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів:

TiI₄ =Ti+2I₂

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl₂ , хлорнувата HCl₃ , хлорна HCl₄ . Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО₂ і HIО₂ ) утворюють бром і йод.

Сірка.

З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.

Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.

Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.

Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна (a) сірка. За температури понад 95,4^о С вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку.

При незначному нагріванні сірка енергійно реагує із багатьма матеріалами (з рідкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al₂ S₃

H₂ +S=H₂ S

При дії кисню і галогенів (Cl, F) сірка виявляє відновні властивості:

S+O₂ =SO₂

2S+Cl₂ =S₂ Cl₂

Сірководень H₂ S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl₂ +H₂ S

H₂ S – газ і різким неприємним запахом, дуже отруйний. У розчинах – це слабка кислота. Розчинні сульфіди (солі лужних металів, солі амонію) піддаються сильному гідролізу, при цьому гідроліз перебігає ступінчасто і оборотно:

S+HOH=HS+OH

I ступінь

або Na₂ S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al₂ S₃ , Cr₂ S₃ ) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al₂ S₃ +6H₂ O=2Al(OH)₃ +3H₂ S

Більшість сульфатів металів у воді нерозчинна, з водою не реагує, причому деякі х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дії кислот, а ряж інших (PbS, HgS, Sb₂ S₃ ) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H₂ S на розчинні солі:

Pb(NO₃ )₂ +H₂ S=PbS+2HNO₃

Усі нерозчинні сульфіди можна добути реакціями обміну з використанням розчинних у воді сульфідів:

CuSO₄ +Na₂ S=CuS+Na₂ SO₄

FeSO₄ +Na₂ S=FeS+Na₂ SO₄

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na₂ SO₄ +4C=Na₂ S+4CO

H₂ S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H₂ S+3O₂ =2SO₂ +2H₂ O (при надлишку О₂ )

2H₂ S+O₂ =2S+2H₂ O (при недостатній кількості О₂ )

Аналогічно, але за вищих температур перебігають реакції випалу сульфідів металів:

2ZnS+3O₂ =ZnO+SO₂

У водних рохчинах сульфіди і H₂ S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO₄ та іншими окисниками:

Na₂ S+I₂ =2NaI+S

H₂ S+4Br₂ +4H₂ O=H₂ SO₄ +8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na₂ S+(n-1)S=Na₂ S_n

Сірка утворює два стійких оксидів – SO₂ і SO₃ . SO₂ за звичайних умов - безбарвний газ з різким запахом, є отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у воді. Частково реагує з водою з утворенням сірчистої кислоти:

SO₂ +H₂ O=H₂ SO₃

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO₃ існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na₂ SO₃ , CaSO₃ ) і гідросульфіти (NaHSO₃ , Ca(HSO₃ )₂ ). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO₂ +O₂ =2SO₂ , яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO₃ і далі сірчаної кислоти. При кімнатній температурі ця реакція практично не йде. Практично миттєво сірчиста кислота та її солі у розчинах реагують з галогенами KMnO_4, K₂ Cr₂ O₇ :

Na₂ SO₃ +I₂ +H₂ O=Na₂ SO₄ +2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO₃ +H₂ O=H₂ SO₄

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na₂ SO₄ – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H₂ SO_4(p) =ZnSO₄ +H₂

У концентрованій сірчаній кислоті сірка (VI) може виступати як окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але ні HCl) до вільних галогенів. Концентрована сірчана кислота не діє на більшість металів за звичайних умов, але при нагріванні реагує навіть з малоактивними металами, але ні з благородними металами (Au, Pt та інші). Якщо метали малоактивні сірка (VI) відновлюється до +4 (SO₂ ):

Cu+2H₂ SO_4(k) =CuSO₄ +SO₂ +2H₂ O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H₂ S:

4Zn+5H₂ SO₄ =4ZnSO₄ +H₂ S+4H₂ O

(SO₂ , S)

Як сильна і нелетка кислота H₂ SO₄ витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H₂ SO₄ =NaHSO₄ +HCl

KNO₃ +H₂ SO₄ =KHSO₄ +HNO₃

Більшість солей H₂ SO₄ розчинна в воді. Нерозчинні BaSO₄ , SrSO₄ , PbSO₄ , малорозчиниий CaSO_4.

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na₂ SO₃ , NaHSO₃ , Ca(HSO₃ )₂ використовують при добуванні целюлози з деревини. Сірка – шкідливий домішок у чавунах і сталях. Сірчана кислота – використовується при гідрометалургійному добуванні Zn, Cd, Ni, Cu.

Азот.

За електронегативністю азот поступається лише фтору і кисню. У сполуках з киснем він проявляє позитивні ступені окислення +1,+3,+4,+5. Азот має і різні негативні ступені окислення. Найвищий відповідає числу електронів на зовнішньому рівні. Найнижчий –3 – заповненню електронної оболонки до структури інертного газу (Ne). Найбільш стійким є ступінь окислення 0. Більшість азоту знаходиться у повітрі. Азот добувають перегонкою рідкого повітря.

У молекулі N2атоми зв’язані потрійним зв’язком. Велика енергія зв’язку зумовлює високу стійкість і малу хімічну активність N2. За звичайних умов азот реагує лише з літієм, з іншими металами – при нагріванні, утворюючи нітриди. З воднем сполучається лише при підвищених температурах і тиску, з киснем – при температурах понад 3000^o С. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником:

6Li+N₂ =2Li₃ N

3Mg+N₂ =Mg₃ N₂

3H₂ +N₂ +2NH₃

N₂ +O₂ =2NO

N₂ +3F₂ =2NF₃

Нітриди металів – на відміну від галогенів, сульфідів – не є солями, оскільки їм не відповідають які-небуть кислоти. У нітридів S-металів ступінь окислення –3: Li3N, Mg3N2. Ці нітриди легко вступають у реакцію з водою, наприклад:

Mg₃ N₂ +6HOH=3Mg(OH)₂ +2NH₃

Нітриди d-металів тверді, тугоплавкі, мають низьку хімічну активність, не реагують з водою, дуже повільно вступають в реакції з кислотами. Аміак в промисловості добувають синтезом з простих речовин:

N₂ +3H₂ =2NH₃

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

NH₃

NH₄ Cl+NaOH=NaCl+NH₄ OH

H₂ O

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH₃ у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH₄ OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH₃ +HCl=NH₄ Cl

2NH₃ +H₂ CO₃ =(NH₄ )₂ CO₃

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH₄ )SO₄ =NH₃ +NH₄ HSO₄ . Проте у деяких випадках ( NH₄ Cl, NH₄ Br та ін.) утворені гази не розділяються:

NH₄ Cl=NH₃ +HCl

і при проходженні знову утв. вихідна сіль. При дії металів відбувається процес заміщення атомів водню:

2Al+2NH₃ =2AlN+3H₂

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr₃ . Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr₂ O₃ )

4NH₃ +3O₂ =2N₂ +6H₂ O

_(Pt)

4NH₃ +5O₂ =4NO+6H₂ O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl₂ , Br₂ ):

2NH₃ +3Cl₂ =N₂ +6HCl

Азот утворює велику кількість різноманітних кисневих сполук. NO₂ добувають у промисловості каталітичним (Pt) окисненням аміаку, синтез із простих речовин (N₂ +O₂ = 2NO) не використовується через великі енергетичні витрати.

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:

2NO+O₂ =2NO₂

Взаємодія NO₂ з водою йде за рівнянням:

2NO₂ +HOH=HNO₃ +HNO₂

Азотиста кислота HNO₂ існує лише розчинах, багато які її солі (KNO₂ , NaNO₃ ) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:

NO₂

2HNO₂ =HOH+N₂ O₃

NO

Тому кінцевими продуктами реакції NO₂ з водою є HNO₃ та NO:

3NO₂ +HOH=2HNO₃ +NO

У присутності О₂ , NO перетворюється у NO₂ і єдиним продуктом реакції стає HNO₃ :

4NO₂ +O₂ +2HOH=4HNO₃

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.

У водних розчинах HNO₃ є сильною кислотою, практично повнімтю дисоціює. Солі азотної кислоти, нітрати, одержані для більшості металів, майже всі вони розчинні у воді. При дії на метали концентрованою азотною кислотою продуктом відновлення звичайно є NO₂ , розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N₂ O, N₂ , NH₄ NO₃ :

Cu+4HNO_3(k) =Cu(NO₃ )₂ +2NO₂ +2HOH

3Cu+8HNO_3(p) =3Cu(NO₃ )₂ +2NO+4HOH

4Zn+10HNO_3(p) =4Zn(NO₃ )₂ +N₂ O+5HOH

Азотна кислота не реагує з благородними металами (Au, Pt та ін.), деякі порівняно активні метали (Al, Fe) на холоді пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслідок утворення на їх поверхні при дії HNO₃ інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO₃ = Ag + 2NO₂ + O₂ .

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO₂ (NO₃ )₂ при добуванні урану); “царська водка” (суміш азотної і соляної кислот) – при добуванні пластиннових металів.

Фосфор.

У зв’язку з тим, що атом фосфору має велики розмірі, а значичть, меншу електронегативність (Е=2,1), найнижчий ступінь окислення –3, який відповідає завершенню зовнішнього рівня, стає менш стійким. Навпаки найстійкішою стає найвищий ступінь окислення +5.

Добування фосфору при дії вугілля і піску на фосфат кальцію в електропечах при 1500^о С:

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

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50^о С. Червоний і чорний фосфор набаго менш активний, не розчиняється в органічний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерні відновні властивості, які він виявляє у реакціях з неметалами:

4P+3O₂ (надлишок)=2P₂ O₃

4P+5O₂ (надлишок)=2P₂ O₅

2P+5Cl₂ (надлишок)=2PCl₅

В реакціях з активними металами фосфор виступає в ролі окисника: 3Mg+2P=Mg₃ P₂ . Зводним фосфором не реагує. Бфлий фосфор вступає в реакцію з лугом, при цьому відбувається його самоокислення – самовідновлення:

P₄ +3NaOH+3HOH=PH₃ +3NaH₂ PO₂

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg₃ P₂ +6H₂ O=3Mg (OH)₂ +2PH₃ . Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH₃ +HI=PH₄ I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH₃ +4O₂ =P₂ O₅ +3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH₂ PO₂ (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H₃ PO₂ . Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO₄ +NaH₂ PO₂ +HOH=Ni+NaH₂ PO₃ +H₂ SO₄

При взаємодії P₂ O₅ з водою утворюються фосфорні кислоти:

P₂ O₅ +HOH=2HPO₃ (метафосфорна кислота)

P₂ O₅ +2HOH=H₄ P₂ O₇ (дифосфорна кислота)

P₂ O₅ +3HOH=2H₃ PO₄ (ортофосфорна кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування окрім реакції P₂ O₅ з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca₃ (PO₄ )₂ +3H₂ SO₄ =3CaSO₄ +2H₃ PO₄

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na₃ PO₄ , Ca₃ (PO₄ )₂ ), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na₂ HPO₄ , CaHPO₄ ) і дегідрофосфати (NaH₂ PO₄ , Ca(H₂ PO₄ )₂ ).

Фосфор є шкідливою домішкою в човунах і сталях. Гіпофосфати застосовуються для добування нікельових покриттів. У великих кількостях солі фосфорної кислоти використовують як фосфорні добрива.

Вуглець.

Електронегативність вуглецю=2,5, електрони хімічних зв’язків можуть зсуватися від атома вуглецю до його партнерів (виникає ступінь окислення +4), а також до атома вуглецю від його партнерів (ступінь окислення –4). Відомі сполуки в яких вуглець має різні промежні ступіні окислення. Найстійкиший ступінь окислення +4.

Більшість його знаходиться у карбонатах (CaCO₃ , MgCO₃ ). Вуглець міститься в органічних речовинах, в тому числі у нафті, вугіллі, сланці, природному газі. Вуглець зустрічається і у вигляді простих речовин – графіту, алмазу.

Відомо кілька алотропічних модифікацій вуглецю: алмаз, графіт, карбін, фулерени.

Вуглець – найтугоплавкіша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагріванні вступає в реакції з металами і воднем, виявляючи окиснювальні властивості, у реакіях з киснем, сіркою, оксидами металів та ін. – відновні властивості:

Ca+2C=CaC₂ C+O₂ =CO₂

4Al+3C=Al₄ C₃ C+2S=CS₂

2H₂ +C=CH₄ C+PbO=Pb+CO

З галогенами вууглець безпосередньо не реагує.

Карбіди металів можна розділити на дві групи: карбіди S- (P-) металів і карбіди в – металів. Карбіди першої групи з водою вступають у реакції обміну з утворенням гідроксидів металів і вуглеводнів:

CaC₂ +2HOH=Ca(OH)₂ +C₂ H₂ (HCºCH)

Al₄ C₃ +12HOH=4Al(OH)₃ +3CH₄

Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:

CaO+3C=CaC₂ +CO

V₂ O₅ +7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО₂ . При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО₂ С^о +О₂ =СО₂ , СО₂ припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:

CO₂ +C=2CO

При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н₂ , які називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H₂

СО за звичайних умов поводить себе як несолетвірний оксид, не реагує з водою, розчинами кислов і лугів. Однак при підвищеному тиску пр нагіванні вступає в реакцію із лугами, утворюються солі мурашиної кислоти: Со +NaOH=HCOONa. Для СО характерні відовні властивості:

2CO+O₂ =2CO₂ DH= -565 кДж.

Fe₂ O₃ +3CO=2Fe+3CO₂

NiO+CO=Ni+CO₂

Оксиди вуглецю (2) сполучаються із багатьма металами, утворюючи карбоніди:

Fe+5CO=FeCO₅ (карбоніл заліза)

Ni+4CO=Ni(CO)₄ (карбоніл нікелю)

Велике значення має реакція СО з аміаком:

CO+NH₃ =HCN+HOH

Дуже отруйна. Повільно розкладаєтсья придії води і кисню. Солі цієї кислоти (NaCN, KCN) називають ціанідами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловості термічним розкладом CaCO₃ :

CaCO₃ =CaO+CO₂

а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО₃ в апараті Кіппа:

CaCO₃ +2HCl=CaCl₂ +HOH+CO₂

СО₂ розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:

CO₂ +HOH=H₂ CO₃

Вугільна кислота нестійка, існує лише у водному розчині, двухосновна. Для перетворення карбонатів у гідрокарбонати можна використати дію вугільної кислоти на карбонати:

CaCO₃ +H₂ CO₃ =Ca(HCO₃ )₂

для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:

Ca(HCO₃ )₂ +Ca(OH)₂ =2CaCO₃ +2HOH

В зв’язку з тим, що вугільна кислота являєтсья слабкою, карбонати підлягають значному гідролізу. Гідроліз солей лужних металів іде ступінчато і оборотно.

Вуглець і його сполуки дуже важливі для металургії. Вуглець (кокс) використовується як дешевий відновник при отриманні багатьох металів (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co і ін). Вуглець – важливий компонент сплавів (чугуна, сталі та ін).

Кремній.

Електронегативність кремнію (1,9) невисока, тому найбільш стійка ступінь окислення +4. Найбільш низька ступінь окислення –4 проявляється в сполуках з активними металами, проміжні ступені окислення (крім 0) – нестійкі.

Кремній одержують в електропечах відновленням SiO₂ коксом:

SiO₂ +2C=Si+2CO DH=68.9 Дж.

Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl₄ з чистим цинком.

Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н₂ , але з’єднується з галогенами:

Si+2Mg=Mg₂ Si (Si – окисник)

Si+O₂ =SiO₂

Si+2Cl₂ =SiCl₄ (Si – відновник)

Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg₂ Si, Ca₂ Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани:

Mg₂ Si+4HCl=2MgCl₂ +SiH₄

Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Si_n +H_2n+2 . На повітрі сілани самозаймаються:

SiH₄ +2O₂ =SiO₂ +2HOH

при нагріванні розкладаються : SiH₄ =Si+2H₂

Оксид кремнію SiO₂ в природі існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO₂ – тугоплавкий і хімічно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагує, свої кислотні властивості проявляє в реакціях з лугами, основними оксидами і деякими солями, які проходять з достатньою швидкістю при підвищених температурах:

2NaOH+SiO₂ =NaSiO₃ +HOH

Na₂ CO₃ +SiO₂ =Na₂ SiO₃ +CO₂

З кислотами SiO₂ не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO₂ +4HF=SiF₄ +2H₂ O.

Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na₂ SiO₃ . Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (колоїдний розчин), при великих концентраціях – гель (студень). Ортокремнієва кислота розчинна у воді, слабка, може існувати в дуже розведених розчинах. При підвищенній концентрації виникає поліконденсація.

Найбільш широко використовуються силікати, виробляють міліони тон різних сілікатних матеріалів, в тому числі цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та ін. Кварцовий пісок являється основною складовою частиною формувальних сумішей в литниковому виробництві, а “рідке скло” Na₂ SiO₃ – зв’язуючий матеріал в цих сумішах. Кремній є складовою частиною чугунів та сталей, а також ін. сплавів.

Бор.

Бор – єдиний неметалічний елемент 3 групи. Валентність бору частіш за все тільки =3. Бор дає стійки зв’язки з киснем і галогенами. Зв’язки В-В і В-Н менш стійкі. В цьому подібність с кремнієм (діагональна подібність). Дя бору характерний ступінь окислення +3.

Основні його мінерали борати кальцію та магнію, а також бура Na₂ B₄ O₇ и борна кислота H₃ BO₃ .

Бор отримують відновленням B₂ O₃ магнієм:

3Mg+B₂ O₃ =3MgO+2B

Крім того, як і для кремнію використовують термічний розклад сполук бору з воднем та йодом.

Бор – полімерна речовина, взвичайних умовах реагує тільки з фтором, при нагрівані з’єднюється з металами, а також з киснем, галогенами та навіть з азотом. З воднем не реагує:

Mg+2B=MgB₂

4B+3O₂ =2B₂ O₃

2B+3Cl₂ =2BCl₃

В сполуках бору з металами переважає металічний зв’язок. Більш активні бориди S –металів, які реагують з кислотами:

3MgB₂ +6HCl=3MgCl₂ +B₂ H₆ +4b

Найпростішої сполуки ВН₃ в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації.

Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В₂ Н₆ +3О₂ =В₂ О₃ +3Н₂ О.

Оксид бору має кислотні властивості, з’єднується з водою, утворюючи ортоборну кислоту:

B₂ O₃ +3HOH=2H₃ BO₃

Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М₃ ВО₃ , а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти:

2NaOH+4H₃ BO₄ =Na₂ B₄ O₇ +7HOH

Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами:

Na₂ B₄ O₇ +2NaOH=HOH+4NaBO₂

Na₂ B₄ O₇ +CoO=2NaBO₂ +Co(BO₂ )₂

При дії на бор азотом або аміаком утворюєтсья нітрид бору BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавів. Бор використовують при пайці та зварюванні.