Реферат: Химические свойства неметаллических элементов
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=CuSO4* 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 CaF2 * 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.