Неметаллы

МНОУ «Лицей»

Реферат по химии на тему:

«Неметаллы»

Выполнили:

ученицы 11 «А» класса

Кучеренко Мария,

Шадрина Ксения.

Проверила:

учитель химии

Щербакова Марина

Александровна.

Кемерово - 2002

Содержание:

Введение……………………………………………………………………..3

§1. Положение неметаллических элементов в периодической системе химических

элементов. Нахождение в природе. Общие химический и физические

свойства……………………………………4

§2. Общие химические свойства неметаллов………………………..6

§3. Строение и свойства простых веществ – неметаллов………7

§4. Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая характеристика

их свойств……………………………………………9

Тест

Список использованной литературы

Введение.

Все многообразие окружающей нас природы состоит из сочетаний сравнительно

небольшого числа химических элементов.

В различные исторические эпохи в понятие «элемент» вкладывался различный

смысл. Древнегреческие философы в качестве «элементов» рассматривали четыре

«стихии» – тепло, холод, сухость и влажность. Сочетаясь попарно, они

образовывали четыре «начала» всех вещей – огонь, воздух, воду и землю. В

средние века к этим началам добавились соль, сера и ртуть. В XVII веке Р.

Бойль указал на то, что все элементы носят материальный характер и их число

может быть достаточно велико.

В 1787 году французский химик А. Лавуазье создал «Таблицу простых тел». В

нее вошли все известные к тому времени элементы. Под последними понимались

простые тела, которые не удавалось разложить химическими методами на еще

более простые. Впоследствии выяснилось, что в таблицу вошли и некоторые

сложные вещества.

В настоящее время понятие «химический элемент» установлено точно.

Химический элемент – вил атомов с одинаковым положительным зарядом ядра.

(Последний равен порядковому номеру элемента в таблице Менделеева.)

В настоящее время известно 107 элементов. Около 90 из них существуют в

природе. Остальные получены искусственно с помощью ядерных реакций. 104-107

элементы были синтезированы учеными-физиками в Объединенном институте

ядерных исследований в городе Дубне. В настоящее время продолжаются работы

по искусственному получению химических элементов с более высокими

порядковыми элементами.

Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Из 107 элементов 85

относятся к металлам. К неметаллам относят следующие элементы: гелий, неон,

аргон, криптон, ксенон, радон, фтор, хлор, бром, йод, астат, кислород,

сера, селен, теллур, азот, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, водород.

Однако это деление условное. При определенных условиях некоторые металлы

могут проявлять неметаллические свойства, а некоторые неметаллы –

металлические свойства.

§1. Положение неметаллических элементов в периодической системе

химических элементов. Нахождение в природе. Общие химический и физические

свойства.

Неметаллических элементов по сравнению к металлическими элементами

относительно немного. Их размещение в периодической системе химических

элементов Д.И. Менделеева отражено в таблице №1.

| |ких | | | | | | | |

| |й | | | | | | | |

| |е по | | | | | | | |

| |м | | | | | | | |

| |I |II |III |IV |V |VI |VII |VIII |

|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 | | | | | | | |Rn |

|7 | | | | | | | | |

Таблица №1.

Как видно из таблицы №1 неметаллические элементы в основном расположены в

правой верхней части периодической системы. Так как в периодах слева

направо у атомов элементов увеличивается заряды ядер и уменьшаются атомные

радиусы, а в группах сверху вниз атомные радиусы также возрастают, то

понятно, почему атому неметаллов сильнее, чем атомы металлов, притягивают

наружные электроны. В связи с этим у неметаллов преобладают окислительные

свойства. Особенно сильные окислительные свойства, т.е. способность

присоединять электроны, проявляют неметаллы, находящиеся во 2-ом и 3-м

периодах VI-VII групп. Самым сильным окислителем является фтор. В

соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей

окислительные способности неметаллов увеличивается в следующем порядке:

Si, B, H, P, C, S, I, N, Cl, O, F. Следовательно, энергичнее всего

взаимодействует с водородом и металлами фтор:

H2 + F2 ( 2HF

Менее энергично реагирует кислород:

2H2 +O2 ( 2H2 О

Фтор – самый типичный неметалл, которому нехарактерны восстановительные

свойства, т.е. способность отдавать электроны в химических реакциях.

Кислород же, судя по его соединениям с фтором, может проявлять и

положительную степень окисления, т.е. являться восстановителем.

Все остальные неметаллы проявляют восстановительные свойства. Причем

эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию: O, Cl, N, I, S,

C, P, H, B, Si. Так, например, хлор непосредственно с кислородом не

соединяется, но косвенным путем можно получить его оксиды (Cl2 O, ClO2 ,

Cl2O2 ), в которых хлор проявляет положительную степень окисления. Азот при

высокой температуре непосредственно соединяется с кислородом и,

следовательно, проявляет восстановительные свойства. Еще легче с кислородом

реагирует сера: она проявляет и окислительные свойства.

Перейдем к рассмотрению строения молекул неметаллов. Неметаллы образуют

как одноатомные, так и двухатомные молекулы.

К одноатомным неметаллам относятся инертные газы, практически не

реагирующие даже с самыми активными веществами. Инертные газы расположены в

VIII группе Периодической системы, а химические формулы соответствующих

простых веществ следующие: He, Ne, Ar, Kr, Xe и Rn.

Некоторые неметаллы образуют двухатомные молекулы. Это H2, F2, Cl2, Br2,

I2 (элементы VII группы Периодической системы ), а также кислород O2 и азот

N2. Из трехатомных молекул состоит газ озон (O3).

Для веществ неметаллов, находящихся в твердом состоянии, составить

химическую формулу довольно сложно. Атомы углерода в графите соединены друг

с другом различным образом. Выделить отдельную молекулу в приведенных

структурах затруднительно. При написании химических формул таких веществ,

как и в случае с металлами, вводится допущение, что такие вещества состоят

только из атомов. Химические формулы, при этом, записываются без индексов -

C, Si, S и т.д.

Такие простые вещества, как озон и кислород, имеющие одинаковый

качественный состав (оба состоят из одного и того же элемента - кислорода),

но различающиеся по числу атомов в молекуле, имеют различные свойства. Так,

кислород запаха не имеет, в то время как озон обладает резким запахом,

который мы ощущаем во время грозы. Свойства твердых неметаллов, графита и

алмаза, имеющих также одинаковый качественный состав, но разное строение,

резко отличаются (графит хрупкий, алмаз твердый). Таким образом, свойства

вещества определяются не только его качественным составом, но и тем,

сколько атомов содержится в молекуле вещества и как они связаны между

собой.

Неметаллы в виде простых тел находятся в твердом или газообразном

состоянии (исключая бром – жидкость). Они не имеют физических свойств,

присущих металлам. Твердые неметаллы не обладают характерным для металлов

блеском, они обычно хрупки, плохо проводят электрический ток и тепло (за

исключением графита).

§2. Общие химические свойства неметаллов.

Оксиды неметаллов относят к кислотным оксидам, которым соответствуют

кислоты. С водородом неметаллы образуют газообразные соединения (например

HCl, H2S, NH3). Водные растворы некоторых из них (например,

галогеноводородов) – сильные кислоты. С металлами типичные неметаллы дают

соединения с ионной связью (например, NaCl). Неметаллы могут при

определенных условиях между собой реагировать, образуя соединения с

ковалентной полярной (H2O, HCl) и неполярной связями (CO2).

С водородом неметаллы образуют летучие соединения, как, например,

фтороводород HF, сероводород H2S, аммиак NH3, метан CH4. При растворении в

воде водородные соединения галогенов, серы, селена и теллура образуют

кислоты той же формулы, что и сами водородные соединения: HF, HCl, HCl,

HBr, HI, H2S, H2Se, H2Te.

При растворении в воде аммиака образуются аммиачная вода, обычно

обозначаемая формулой NH4OH и называемая гидроксидом аммония. Ее также

обозначают формулой NH3 • H2O и называют гидратом аммиака.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они

проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например,

SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным

оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного

неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень

окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная

кислотаH2SO4 сильнее сернистой H2SO3.

§3. Строение и свойства простых веществ – неметаллов.

Самые типичные неметаллы имеют молекулярное строение, а менее типичные

– немолекулярное. Этим и объясняется отличие их свойств. Наглядно это

отражено в схеме №2.

|Простые вещества |

|С немолекулярным строением |С молекулярным строением |

|C, B, Si |F2, O2, Cl2, Br2, N2, I2, S8 |

|У этих неметаллов атомные |У этих неметаллов в твердом |

|кристаллические решетки, поэтому|состоянии молекулярные |

|они обладают большой твердостью |кристаллические решетки. При |

|и очень высокими температурами |обычных условиях это газы, |

|плавления. |жидкости или твердые вещества с |

| |низкими температурами плавления.|

Таблица №2

Кристаллический бор В (как и кристаллический кремний) обладает очень

высокой температурой плавления (2075°С) и большой твердостью. Электрическая

проводимость бора с повышением температуры сильно увеличивается, что дает

возможность широко применять его в полупроводниковой технике. Добавка бора

к стали и к сплавам алюминия, меди, никеля и др. улучшает их механические

свойства.

Бориды (соединения бора с некоторыми металлами, например с титаном:

TiB, TiB2) необходимы при изготовлении деталей реактивных двигателей,

лопаток газовых турбин.

Как видно из схемы №2, углерод С, кремний Si, бор В имеют сходное

строение и обладают некоторыми общими свойствами. Как простые вещества они

встречаются в двух видоизменениях – в кристаллическом и аморфном.

Кристаллические видоизменения этих элементов очень твердые, с высокими

температурами плавления. Кристаллический кремний обладает

полупроводниковыми свойствами.

Все эти элементы образуют соединения с металлами – карбиды, силициды и

бориды (CaC2, Al4C3, Fe3C, Mg2Si, TiB, TiB2). Некоторые из них обладают

большей твердостью, например Fe3C, TiB. Карбид кальция используется для

получения ацетилена.

Если сравнить расположение электронов по орбиталям ф атомах фтора,

хлора и других галогенов, то можно судить и об их отличительных свойствах.

У атома фтора свободных орбиталей нет. Поэтому атомы фтора могут проявить

только валентность I и степень окисления – 1. В атомах других галогенов,

например в атоме хлора, на том же энергетическом уровне имеются свободные d-

орбитали. Благодаря этому распаривание электронов может произойти тремя

разными путями.

В первом случае хлор может проявить степень окисления +3 и образовать

хлористую кислоту HClO2, которой соответствуют соли – хлориты, например

хлорит калия KClO2.

Во втором случае хлор может образовать соединения, в которых степень

окисления хлора +5. К таким соединениям относятся хлороноватая кислота

HClO3 и ее соли – хлораты, например хлорат калия КClO3 (бертолетова соль).

В третьем случае хлор проявляет степень окисления +7, например в

хлорной кислоте HClO4 и в ее солях – перхлоратах, например в перхлорате

калия КClO4.

§4. Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая

характеристика их свойств.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они

проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например,

SO2, N2O5), а других – более низкую (например, SO2, N2O3). Кислотным

оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного

неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень

окисления. Например, азотная кислота HNO3 сильнее азотистой HNO2, а серная

кислота H2SO4 сильнее сернистой H2SO3.

Характеристики кислородных соединений неметалов:

1. Свойства высших оксидов (т.е. оксидов, в состав которых входит

элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева

направо постепенно изменяются от основных к кислотным.

2. В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно

ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот,

соответствующих этим оксидам.

3. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих

элементов в периодах слева направо объясняется постепенным

возрастанием положительного заряда ионов этих элементов.

4. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в

направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов

уменьшаются.

Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы

химических элементов приведены в таблице №3.

|Общие формулы соединений по группам |

|I |II |III |IV |V |VI |VII |

|RH |RH2 |RH3 |RH4 |RH3 |H2R |HR |

|Нелетучие водородные |Летучие водородные соединения |

|соединения | |

Таблица №3.

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие

соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения.

Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки.

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного

строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.

В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных

соединений неметаллов в водных растворах усиливается. Это объясняется тем,

что ионы кислорода имеют свободные электронные пары, а ионы водорода –

свободную орбиталь, то происходит процесс, котроый выглядит следующим

образом:

H2O + HF ( H3O + F

Фтороводород в водном растворе отщепляет положительные ионы водорода,

т.е. проявляет кислотные свойства. Этому процессу способствует и другое

обстоятельство: ион кислорода имеет неподеленную электронную пару, а ион

водорода – свободную орбиталь, благодаря чему образуется донорно-

акцепторная связь.

При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. А

так как ионы азота имеют неподеленную электронную пару, а ионы водорода –

свободную орбиталь, возникает дополнительная связь и образуются ионы

аммония NH4+ и гидроксид-ионы ОН-. В результате раствор приобретает

основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:

H2O + NH3 ( NH4 + OH

Молекулы аммиака в водном растворе присоединяют положительные ионы

водорода, т.е. аммиак проявляет основные свойства.

Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора – фтороводород HF

– в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем

хлороводородная. Это объясняется тем, что радиусы ионов фтора значительно

меньше, чем ионов хлора. Поэтому ионы фтора гораздо сильнее притягивают к

себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации

фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т.е.

фтороводородная кислота слабее соляной кислоты.

Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы:

1. В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд

увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных

соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2. В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы все слабее

притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+. В связи с этим

облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные

свойства водородных соединений увеличиваются.

3. Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах

кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же

соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными

свойствами, реагируют с кислотами.

4. Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах

сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из

водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор

из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это

объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные

радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается.

Список использованной литературы.

1. Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г. Химия-11 – М.: Просвещение, 1992.

2. Кременчугская М., Васильев С. Справочник школьника – М.: АСТ, 1999.

3. Хомченко Г.П. Химия для поступающих в ВУЗы – М.: Высшая школа, 1993.