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 Н>2>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:

СН>4> + Н>2>О = СО + 3Н>2>

СО + Н>2>О = СО>2> + Н>2>

Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:

С + Н>2>О = СО + Н>2>

СО + Н>2>О = СО>2> + Н>2>

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

Zn+2HCl=ZnCl>2>+H>2>

2Al+6NaOH+6H>2>O=2Na>3>[Al(OH)>6>]+3H>2>

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:

2H>2>+O>2>=2H>2>O

H>2>+Cl>2>=2HCl

CuO+H>2>=Cu+H>2>O

WO>3>+3H>2>=W+3H>2>O

У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:

2Na+H>2>=2NaH

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

NaH+HOH=NaOH+H>2>

Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н>2> 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 (SiO>2>), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук. Наприклад:

2KClO>3>=2KCl+3O>2>

2KMnO>4>=K>2>MnO>4>+MnO>2>+O>2>

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

4Fe+3O>2>=2Fe>2>O>3>

C+O>2>=CO>2>

CH>4>+2O>2>=CO>2>+2H>2>O

2ZnS+3O>2>=2ZnO+2SO>2>

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

2Na+O>2>=Na>2>O>2> (пероксид натрію)

K+O>2>=KO>2> (надпероксид калію)

Li+O>2>=Li>2>O (оксид літію)

Озон О>3> – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:

3O>2>=2O>3>

Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:

O>2>+hv=O>2>*

O>2>+O>2>*=O>3>+O

O>2>+O=O>3>

О>3> – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О>3> з різними відновниками. Наприклад:O>3>=O>2>+O

2KI+O>3>+H>2>SO>4>=I>2>+K>2>SO>4>+O>2>+H>2>O

O O>2>

Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:

Оксиди - кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na>2>O, CaO), кислотні (СО>2>, P>2>O>5>), амфотерні (ZnO, Al>2>O>3>), несолетвірні (N>2>O, NO).

Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N>2>O>2>, ВаО>2>), надпероксиди (КО>2>), озоніди (КО>3>).

Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті>6>О, Ті>3>О).

Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.

Вода. Це стійка речовина ( Н>утв.> = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000оС помітним стає розкладання на прості речовини:

2H>2>O=2H>2>+O>2>

Понад 5000оС 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+H>2>O=Ca(OH)>2>

P>2>O>5>+3H>2>O=2H>3>PO>4>

з солями: CuSO>4>+5H>2>O=CuSO>4*>5H>2>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+2H>2>O=4HF+O>2>

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

2HOH+2Na=2NaOH+H>2>

Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н>2>О>2> у лужному середовищі:

Na>2>O>2>+2HOH=2NaOH+H>2>O>2>

2H>2>O>2>=2H>2>O>2>+O>2>

Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО>2>, реакцією обміну якого з Н>2>SО>4> можна добути Н>2>О>2>:

BaO>2>+H>2>SO>4>=H>2>O>2>+BaSO>4>

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 СаF>2>, фторапатит CaF>2> >*> 3Ca>3> (PO>4>)>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 MnO>2>, KmnO>4>:

MnO>2>+4HCl=MnCl>2>+Cl>2>+2H>2>O

2KmnO>4>+16HCl=2MnCl>2>+5Cl>2>+2KCl+8H>2>O

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

2NaBr+MnO>2>+2H>2>SO>4>=Br>2>+MnSO>4>+Na>2>SO>4>+2H>2>O

10KI+2KMnO>4>+8H>2>SO>4>=5I>2>+MnSO>4>+6K>2>SO>4>+8H>2>O

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

2Br+Cl>2>=Br>2>+2Cl

2I+Cl>2>=I>2>+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+F>2>=XeF>2>

2H>2>O+2F>2>=4HF+O>2>

SiO>2>+2F>2>=SiF>4>+O>2>

Галогени окислюють метали, багато які неметали і складні речовини:

2Al+3Br>2>=2AlBr>3>

2P+3Cl>2>=2PCl>3>

2NH>3>+3Br>2>=N>2>+6HBr

У реакціях з воднем спостерігається зниження окиснювальних властивостей: Н>2> + Г>2> = 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:

Cl>2>+H>2>O=HCl+HOCl

а в реакціях з лугами – солі цих кислот:

Cl>2>+2KOH=KCl+KOCl+H>2>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:

CaF>2>+H>2>SO>4>=CaSO>4>+2HF

NaCl+H>2>SO>4>=NaHSO>4>+HCl

NaCl+NaHSO>4>=Na>2>SO>4>+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 H>2>SO>4>. Так ця кислота не реагує на HCl, але частково окіснює HBr, причому S (6) відновлюється до SO>2>; НІ відновлює сірку (6) не тільки для SO>2>, а і до вільної сірки або навіть H>2>S:

2HBr+H>2>SO>4>=Br>2>+SO>2>+2H>2>O

8HI+H>2>SO>4>=4I>2>+H>2>S+4H>2>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:

TiI>4>=Ti+2I>2>

Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl>2>, хлорнувата HCl>3>, хлорна HCl>4>. Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО>2> і HIО>2> ) 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 () сірка. За температури понад 95,4оС вона перетворюється на ромбічну (  ) сірку.

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

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al>2>S>3>

H>2>+S=H>2>S

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

S+O>2>=SO>2>

2S+Cl>2>=S>2>Cl>2>

Сірководень H>2>S добувають сполученням простих речовин або через реакції обміну:

FeS+2HCl=FeCl>2>+H>2>S

H>2>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 Na>2>S+HOH=NaHS+NaOH

Гідроліз деяких сульфатів (Al>2>S>3>, Cr>2>S>3>) йде практично до кінця, оскільки в результаті утворюється слабка нерозчинна основа і виділяється газоподібний сірководень:

Al>2>S>3>+6H>2>O=2Al(OH)>3>+3H>2>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, Sb>2>S>3>) з кислотами не реагують. Нерозчинні у кислотах сульфіди можна добути дією H>2>S на розчинні солі:

Pb(NO>3>)>2>+H>2>S=PbS+2HNO>3>

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

CuSO>4>+Na>2>S=CuS+Na>2>SO>4>

FeSO>4>+Na>2>S=FeS+Na>2>SO>4>

Сульфіди активних металів одержують дією вугілля на сульфати при нагріванні:

Na>2>SO>4>+4C=Na>2>S+4CO

H>2>S окиснюється киснем, на повітрі горять:

2H>2>S+3O>2>=2SO>2>+2H>2>O (при надлишку О>2>)

2H>2>S+O>2>=2S+2H>2>O (при недостатній кількості О>2>)

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

2ZnS+3O>2>=ZnO+SO>2>

У водних рохчинах сульфіди і H>2>S виявляють відновні властивості у реакціях з галогенами, KMnO>4> та іншими окисниками:

Na>2>S+I>2>=2NaI+S

H>2>S+4Br>2>+4H>2>O=H>2>SO>4>+8HBr

При дії сірки на сульфіди металів утворюються полісульфіди:

Na>2>S+(n-1)S=Na>2>S>n>

Сірка утворює два стійких оксидів – SO>2> і SO>3>. SO>2 >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:

SO>2>+H>2>O=H>2>SO>3>

Внаслідок оборотності цієї реакції НSO>3> існує лише у розчинах. Ця кислота утворює лише два типи солей сульфіти (Na>2>SO>3>, CaSO>3>) і гідросульфіти (NaHSO>3>, Ca(HSO>3>)>2>). Останні не стійки, переходять у піросульфіти.

Для сірки (VI) характерні відновні властивості. Реакція з киснем 2SO>2>+O>2>=2SO>2>, яка перебігає при підвищенні температури, застосовується для одержання SO>3> 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, >K>2>Cr>2>O>7>:

Na>2>SO>3>+I>2>+H>2>O=Na>2>SO>4>+2HI

Оксид сірки (VI) енергійно сполучається з водою:

SO>3>+H>2>O=H>2>SO>4>

Сірчана кислота – в’язка безбарвна рідина. У водному розчині Na>2>SO>4> – сильна двоосновна кислота. Розведена кислота реагує з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з виділенням водню, наприклад:

Zn+H>2>SO>4(p)>=ZnSO>4>+H>2>

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 (SO>2>):

Cu+2H>2>SO>4(k)>=CuSO>4>+SO>2>+2H>2>O

Більш активні метали відновлюють сірку (VI) до простої речовини або навіть до H>2>S:

4Zn+5H>2>SO>4>=4ZnSO>4>+H>2>S+4H>2>O

(SO>2>, S)

Як сильна і нелетка кислота H>2>SO>4> витісняє чимало інших кислот з їх солей:

NaCl+H>2>SO>4>=NaHSO>4>+HCl

KNO>3>+H>2>SO>4>=KHSO>4>+HNO>3>

Більшість солей H>2>SO>4 > розчинна в воді. Нерозчинні BaSO>4>, SrSO>4>, PbSO>4>, малорозчиниий CaSO>4.>

Чимало кольорових металів добувають із сульфідних руд. Na>2>SO>3>, NaHSO>3>, Ca(HSO>3>)>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 N2 атоми 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 3000oС. У реакціях з киснем і фтором є відновником, в інших випадках – окисником:

6Li+N>2>=2Li>3>N

3Mg+N>2>=Mg>3>N>2>

3H>2>+N>2>+2NH>3>

N>2>+O>2>=2NO

N>2>+3F>2>=2NF>3>

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:

Mg>3>N>2>+6HOH=3Mg(OH)>2>+2NH>3>

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:

N>2>+3H>2>=2NH>3>

У лабораторії аміак можна одержати із солей амонію:

NH>3>

NH>4>Cl+NaOH=NaCl+NH>4>OH

H>2>O

Аміак розчиняється у воді, він проявляє донорні властивості. Розчин NH>3> у воді умовно називають гідроксидом амонію, хоча молекули NH>4>OH не існує. У реакціях з кислотами утворюютьсясолі амонію:

NH>3>+HCl=NH>4>Cl

2NH>3>+H>2>CO>3>=(NH>4>)>2>CO>3>

Солі амонію стійки за звичайних умов, але при підвищених температурах розкладаються. В результаті може утворитися аміак. Наприклад: (NH>4>)SO>4>=NH>3>+NH>4>HSO>4>. Проте у деяких випадках ( NH>4>Cl, NH>4>Br та ін.) утворені гази не розділяються:

NH>4>Cl=NH>3>+HCl

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

2Al+2NH>3>=2AlN+3H>2>

Тому аміак часто використовується для добування нітридів. Аміак не горить на повітрі, не взаємоіє у розчинах з багатьма окисниками, наприклад із сполуками Cr>3>. Однак у присутності каталізаторів аміак регаує з киснем:

(Cr>2>O>3>)

4NH>3>+3O>2>=2N>2>+6H>2>O

>(Pt)>

4NH>3>+5O>2>=4NO+6H>2>O

У розчинах аміак швидко окислюється галогенами (Cl>2>, Br>2>):

2NH>3>+3Cl>2>=N>2>+6HCl

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

Найважливішою є властивість NO швидко і практично повністю окислюватися киснем:

2NO+O>2>=2NO>2>

Взаємодія NO>2> з водою йде за рівнянням:

2NO>2>+HOH=HNO>3>+HNO>2>

Азотиста кислота HNO>2> існує лише розчинах, багато які її солі (KNO>2>, NaNO>3>) стійкі. Сама ж кислота при підвищені концентрації розчину або температури розкладається:

NO>2>

2HNO>2>=HOH+N>2>O>3>

NO

Тому кінцевими продуктами реакції NO>2> з водою є HNO>3> та NO:

3NO>2>+HOH=2HNO>3>+NO

У присутності О>2>, NO перетворюється у NO>2> і єдиним продуктом реакції стає HNO>3>:

4NO>2>+O>2>+2HOH=4HNO>3>

Ця реакція покладена в основу промислового способу добування азотної кислоти.

У водних розчинах HNO>3> 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 NO>2>, розведеною азотною кислотою на метали – NO, а на активні метали – суміш NO, N>2>O, N>2>, NH>4>NO>3>:

Cu+4HNO>3(k)>=Cu(NO>3>)>2>+2NO>2>+2HOH

3Cu+8HNO>3(p)>=3Cu(NO>3>)>2>+2NO+4HOH

4Zn+10HNO>3(p)>=4Zn(NO>3>)>2>+N>2>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 HNO>3> інертних оксидних плівок.

Окиснювальні властивості азоту (5) у нітратах виявляються запідвищених температур. Вийнятком є нітрати малоактивних металів, оксиди яких термічно нестійкі: 2AgNO>3> = Ag + 2NO>2> + O>2>.

Найширшого застосування набули аміак і азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургії. Солі азотної кислоти застосовують при добуванні деяких металів (наприклад VO>2> (NO>3>)>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 1500оС:

Ca>3>(PO>4>)>2>+5C+3SiO>2>=3CaSiO>3>+2P+5CO

Фософр утворює кілька алотропічних модіфікацій. Білий фосфор легкоплавкий, леткий розчиняється у деяких органічних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозаймається при температурах понад 50оС. 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+3O>2> (надлишок)=2P>2>O>3>

4P+5O>2> (надлишок)=2P>2>O>5>

2P+5Cl>2> (надлишок)=2PCl>5>

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

P>4>+3NaOH+3HOH=PH>3>+3NaH>2>PO>2>

Сполуки фосфору з металами, фосфіди, забудовую і властивостями аналогічні нітридам. Фосфіди S – металів реагують з водою, утворюючи фосфін: Mg>3>P>2>+6H>2>O=3Mg (OH)>2>+2PH>3>. Фосфін реагує з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфонію: PH>3>+HI=PH>4>I. При підвищенні температури або дії води солі фосфонію легко розкладаються. Водночас фосфін є сильним відновником, на повітрі легко займається:

2PH>3>+4O>2>=P>2>O>5>+3HOH

При дії лугу на бфлий фосфор разом з фосфіном утворює сіль NaH>2>PO>2> (гіпофосфіт натрію). Цій солі відповідає фосфорнуватиста кислота H>3>PO>2>. Кислота сильна, одноосновна. Кислота і її солі є сильними відновниками. У зв’язку з цим гіпофосфіти використовуються при хімічному нікелюванні:

NiSO>4>+NaH>2>PO>2>+HOH=Ni+NaH>2>PO>3>+H>2>SO>4>

При взаємодії P>2>O>5 > з водою утворюються фосфорні кислоти:

P>2>O>5>+HOH=2HPO>3> (метафосфорна кислота)

P>2>O>5>+2HOH=H>4>P>2>O>7> (дифосфорна кислота)

P>2>O>5>+3HOH=2H>3>PO>4> (ортофосфорна кислота)

Найбільше значення має ортофосфорна кислота (фосфорна).

Для її добування окрім реакції P>2>O>5> з водою, використовують дію сірчаної кислоти на фосфат кальцію:

Ca>3>(PO>4>)>2>+3H>2>SO>4>=3CaSO>4>+2H>3>PO>4>

Кислота триосновна, утворює три типи солей: середні, або фосфати (Na>3>PO>4>, Ca>3 >(PO>4>)>2>), кислі, в тому числі гідрофосфати (Na>2>HPO>4>, CaHPO>4>) і дегідрофосфати (NaH>2>PO>4>, Ca(H>2>PO>4>)>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 (CaCO>3>, MgCO>3>). 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=CaC>2> C+O>2>=CO>2>

4Al+3C=Al>4>C>3> C+2S=CS>2>

2H>2>+C=CH>4 > C+PbO=Pb+CO

З галогенами вууглець безпосередньо не реагує.

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

CaC>2>+2HOH=Ca(OH)>2>+C>2>H>2> (HCCH)

Al>4>C>3>+12HOH=4Al(OH)>3>+3CH>4>

Карбіди звичайно добувають дією надлику вуглецю на оксиди металів:

CaO+3C=CaC>2>+CO

V>2>O>5>+7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО і СО>2>. При згоранні вуглець у надлишку кісню утворюється СО>2> Со+О>2>=СО>2>, СО>2> припідвищенних иемпературах реагує з вуглецем:

CO>2>+C=2CO

При пропусканні парів води кріз шар разжареного коксу утворюється суміш СО і Н>2>, які називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H>2>

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+O>2>=2CO>2> H= -565 кДж.

Fe>2>O>3>+3CO=2Fe+3CO>2>

NiO+CO=Ni+CO>2>

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

Fe+5CO=FeCO>5> (карбоніл заліза)

Ni+4CO=Ni(CO)>4> (карбоніл нікелю)

Велике значення має реакція СО з аміаком:

CO+NH>3>=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 CaCO>3>:

CaCO>3>=CaO+CO>2>

а у лабораторії – дією соляної кислоти на СаСО>3> в апараті Кіппа:

CaCO>3>+2HCl=CaCl>2>+HOH+CO>2>

СО>2 > розчиняється у воді, утворюючи вугільну кислоту:

CO>2>+HOH=H>2>CO>3>

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

CaCO>3>+H>2>CO>3>=Ca(HCO>3>)>2>

для оборотного переходу – донейтралізація кислої солі:

Ca(HCO>3>)>2>+Ca(OH)>2>=2CaCO>3>+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 SiO>2> коксом:

SiO>2>+2C=Si+2CO H=68.9 Дж.

Необхідний для напівпровідників техніки кремній особливої частоти отримують розкладанням його водневих з’єднань, йодиду кремнію або реакції SiCl>4> з чистим цинком.

Кремній – полімер, в реакйії вступає тільки при нагріванні. На відміну від вуглецю не реагує з Н>2>, але з’єднується з галогенами:

Si+2Mg=Mg>2>Si (Si – окисник)

Si+O>2>=SiO>2>

Si+2Cl>2>=SiCl>4> (Si – відновник)

Сполуки кремнію з металами, силіциди, як і карбіди, можна поділити на дві групи. Солеподібні силіциди S-металів (Mg>2>Si, Ca>2>Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), утворюючи сполуки кремнію з воднем, - сілани:

Mg>2>Si+4HCl=2MgCl>2>+SiH>4>

Силіциди d-металів, які частіш за все мають склад Si>n>+H>2n+2>. На повітрі сілани самозаймаються:

SiH>4>+2O>2>=SiO>2>+2HOH

при нагріванні розкладаються : SiH>4>=Si+2H>2>

Оксид кремнію SiO>2> в природі існує у вигляді кварцу (піску), тримідиту, кристоаліту, а також в аморфному стані (опла, агат). SiO>2> – 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+SiO>2>=NaSiO>3>+HOH

Na>2>CO>3>+SiO>2>=Na>2>SiO>3>+CO>2>

З кислотами SiO>2> не реагує, вийняток складає плавикова кислота: SiO>2>+4HF=SiF>4>+2H>2>O.

Кремнієву кислоту можна отримати дією кислоти на розчин Na>2>SiO>3>. 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” Na>2>SiO>3> – 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 Na>2>B>4>O>7> и борна кислота H>3>BO>3>.

Бор отримують відновленням B>2>O>3> магнієм:

3Mg+B>2>O>3>=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=MgB>2>

4B+3O>2>=2B>2>O>3>

2B+3Cl>2>=2BCl>3>

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

3MgB>2>+6HCl=3MgCl>2>+B>2>H>6>+4b

Найпростішої сполуки ВН>3> в звичайних умовах не існує, підлягає димерізації.

Бороводні мало стійкі, при нагіванні легко розкладаються на бор і водень, дуже активні, на повітрі самозагоряються: В>2>Н>6>+3О>2>=В>2>О>3>+3Н>2>О.

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

B>2>O>3>+3HOH=2H>3>BO>3>

Ортоборна кислота розчина у воді. Дуже слабка, тому при дії лугів не утворює солей типу М>3>ВО>3>, а утворює солі більш сильної тетроборної кислоти:

2NaOH+4H>3>BO>4>=Na>2>B>4>O>7>+7HOH

Тетроборат натрію може далі реагувати з лугами та основними оксидами:

Na>2>B>4>O>7>+2NaOH=HOH+4NaBO>2>

Na>2>B>4>O>7>+CoO=2NaBO>2>+Co(BO>2>)>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.

1