19. Неметаллы. Галогены.

Изменено: 09.05.2015 Posted on

19.1. Сравнительная характеристика на основе положения в ПС и строения атомов.

Положение:
Неметаллы
располагаются в конце периодов, замыкая их и р-оболочку (все они p-элементы, кроме Н и Не). Число внешних электронов их равно номеру группы: в 8-й — инертные газы с заполненной оболочкой (…ns2p4), в 7-й — галогены (F, Cl, Br, I, At -…ns2p5), 6-й (O, S, Se, Te, Po)- ..ns2p4, 5-й: (N, P, As, Sb, Bi) — ns2p3, 4-й (C, Si, Ge, Sn, Pb)- …ns2p2. Они сильнее притягивают электроны, принимая (8-№ группы) электронов, проявляя окислительные, неметаллические свойства, растущие снизу вверх (с r ЭО — притяжение e- слабеет, в.4). Поэтому стоящие выше и правее вытесняют менее активные из солей: Cl2+2KBr=KCl+Br2, H2S+O2=H2O+S (по активности йод близок сере, реакция Н2S+I2⇔S+2HI в газовой фазе идет влево, в растворе — вправо из-за растворения HI, также I2+Na2S=2NaI+S).

Неметаллы имеют отрицательные степени окисления в соединениях, образуя с металлами ионные связи и кристаллические решетки (2Na+Cl2=2NaCl, Mg+I2=MgI2), с неметаллами — ковалентные полярные, летучие соединения, с водородом — гидриды общей формулы RHk, где k=8 -№. Кислотные свойства гидридов растут слева направо (в 5-й группе у NH3 основные, в 6-й слабые, в 7- сильные) и сверху вниз: H2O<<H2S<H2Se<,HF << HCl<HBr<HI (так как с r слабее связь Н+Х).   Отдавая же электроны (в общее пользование, ковалентные связи), неметаллы могут иметь положительные степени окисления и валентность до номера группы n. С кислородом образуют кислотные оксиды высшие Э2O типа Г2O7, SO3, P2O5, CO2, и меньшей валентности, часто n-2 (SO2, P2O3, CO). Сила их кислот — степень диссоциации Н-О-Э+n растет со степенью окисления (HNO2, H2SO3— слабые, HNO3и H2SO4— сильные) и снизу вверх в ПС, НС1О— самая сильная. 

Основные соединения и степени окисления неметаллов:

4 гр. …ns2p2 5   …ns2p3 6     …ns2p4 7.ns2p5-эл.форм. 8
-4:СН4   SiH4 -3:  NH3     РН3 -2:Н2О,H2S -1:  НГ    0:R
орган.с. -3:CH3CH3 -2:NH2NH2 -1:H2O2  0:   Г2 1
-2:CH3X, C2H4 -1:NH2OH 0:O2,O3, S8 +1:НГО 2:RO
-1:CaC2, C2H2  0:   N2        Р4   3
0:C,СН2О,  Si +1:N2O   +3:НГО2 4:RO2
+1:                C2Г2 +2:NO   5
+2:СО, НСООН +3:HNO2  P2O3 +4:SО223 +5:НГО3 6:RO3
+3:              C2Г6 +4  NO2   7
+4:СО22СО3 +5:HNO3P2O5 +6:SО324 +7:НГО4 8:RO4

   На Земле наиболее распространены О и Si (50 и 26% массы коры), потом H, Cl, P, S, С, N, в соединениях согласно их ЭО, галогены — в виде галогенидов металлов I-IIA групп, другие г.о. в виде солей кислородсодержащих кислот (в.22-26), а сера и в виде сульфидов халькофильных металлов (элементов VIB-VIA групп).

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

?1а Из известных сегодня 118 элементов к неметаллам относятся около 1-  10  2- 20  3- 40  4- 60.

2а Большинство неметаллов относится к 1- s- 2- p-  3- d-  4- f-элементам.

3а Большинство неметаллов имеет внешних электронов 1- 1-3   2-  4-8   3- 3-5  4- 7-10.

4а Конфигурацию внешнего слоя 3s23p4имеет 1)кремний  2) кислород 3) сера 4) хлор.

5а Роль окислителя может играть 1- Fe 2- Hg 3- Ag  4- C.

6а Роль восстановителей могут играть 1- НС1 2- H2SO3- CaF24- Al2O 

Особые свойства.

19.2. Галогены— имеют строение …ns2p5, принимая 1 электрон до завершения оболочки, имеют окислительные свойства, наиболее неметаллические. В свободном виде двухатомны, Fи Cl2— зеленые газы, яд, Br2— красная жидкость, I2— тв.

Сравнительная активность галогенов.

Самый активный — фтор окисляет даже инертные газы (Хе+F2=ХеF2, F2>ХеF4), другие галогены и кислород воды 2F2+2H2O=4HF+O2­, c NaOH ®О+2F2­. Хлор вытесняет Br, I и другие из их солей (19.1).  

Химические свойства на примере хлора: С металлами галогены образуют ионные хлориды — соли (2Na+Cl2=2NaCl), с неметаллами — ковалентные, летучие: H2+Cl2=2HCl, 2P+5Cl2=2PCl5.   Положительные степени окисления — от 1 до 7 — в соединениях с F и О, кислородсодержащих кислотах: НС1О — очень слабая, НС1О— средняя, НClО— сильная, НClО4— самая сильная из известных кислот. Их соли получают реакцией (диспропорционирования) галогенов с водой и щелочами: Cl2+H2О<=>HCl+HClO (разлагается до HCl+ O2­или С1О3), 2Cl2+2Ca(OH)2= CaCl2+Ca(OCl)2+2H2О (хлорная известь), Cl2+6KOH=5KCl+KClO— Бертолетова соль.

Получение — электролизом солей, в лаборатории — окислением НCl6: 2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2­+8H2O.   НCl — хлороводород — газ, получают синтетическим способом из элементов или сульфатным из серной кислоты и соли, х.р.

Раствор НCl — Соляная кислота (до 40%), полностью диссоциирует, имеет все свойства кислот (в.10, 13), ее соли— хлориды, ионные, хорошо растворимы, кроме Cu+, Hg+, Ag+, поэтому с AgNOдают осадок.

Качественная реакция на хлорид-ион: Cl+Ag+= AgCl¯. 

Контрольные вопросы (с вариантами ответа):

?7аВозможные степени окисления фтора 1) -1,0  2) от -1 до +1  3) от -1 до +7  4) от -2 до +8.

8а Соляная кислота реагирует из Zn, FeO, Fe(OH)3, AgNOс 1- одним 2- двумя 3 — тремя 4- всеми.

9a Соляная кислота — окислитель в реакции 1- HCl+CuO→3- HCl+Fe→4- HCl+MnO2→4- 2HCl+O2<=>H2O+Cl2.

10а НCl в лабораторииполучают по реакции 1- Н2+NaCl  2- CaCl2+H2CO3  3- H2+Cl2  4- NaCl+H2SO(конц.).

 

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *