Глава III. Неметаллы и их соединения. § 10. Общая характеристика неметаллов — с. 61
§ 10. Проверьте свои знания.
1. Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева.
1. Чем различается строение атомов металлов и неметаллов? Укажите положение элементов-неметаллов в Периодической системе Д. И. Менделеева.
Различия в строении атомов:
1) число электронов на внешнем слое: у атомов металлов, как правило, 1–3, у атомов неметаллов — 4–7 (у благородных газов — 8, у гелия — 2);
2) радиус атома: у неметаллов он меньше, чем у металлов той же группы (при равном числе слоёв радиус у неметаллов также меньше, так как заряд ядра больше);
3) поэтому металлы легко отдают электроны (восстановители, положительные степени окисления), а неметаллы принимают электроны до завершения октета или образуют общие электронные пары (окислители, отрицательные степени окисления в соединениях с металлами и водородом).
Положение в Периодической системе: неметаллы расположены в A-группах справа и вверху от диагонали бор — астат (B—At): это водород, элементы IIIA–VIIA-групп (B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, F, Cl, Br, I, At) и благородные газы VIIIA-группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Всего около 22 элементов. Неметаллов нет в побочных подгруппах.
На рисунке показано расположение неметаллов в таблице.
1) число электронов на внешнем слое: у атомов металлов, как правило, 1–3, у атомов неметаллов — 4–7 (у благородных газов — 8, у гелия — 2);
2) радиус атома: у неметаллов он меньше, чем у металлов той же группы (при равном числе слоёв радиус у неметаллов также меньше, так как заряд ядра больше);
3) поэтому металлы легко отдают электроны (восстановители, положительные степени окисления), а неметаллы принимают электроны до завершения октета или образуют общие электронные пары (окислители, отрицательные степени окисления в соединениях с металлами и водородом).
Положение в Периодической системе: неметаллы расположены в A-группах справа и вверху от диагонали бор — астат (B—At): это водород, элементы IIIA–VIIA-групп (B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, F, Cl, Br, I, At) и благородные газы VIIIA-группы (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Всего около 22 элементов. Неметаллов нет в побочных подгруппах.
На рисунке показано расположение неметаллов в таблице.
§ 10. Проверьте свои знания.
2. Какие типы кристаллических решёток вы знаете?
Какие из них характерны для простых веществ неметаллов?
Приведите примеры неметаллов с различным типом кристаллической решётки, укажите различия в физических свойствах этих веществ.
Известны четыре типа кристаллических решёток: ионная (в узлах ионы), металлическая (катионы и «электронный газ»), атомная (в узлах атомы, связанные ковалентными связями) и молекулярная (в узлах молекулы, между ними слабое межмолекулярное взаимодействие).
Для простых веществ неметаллов характерны два типа решёток:
1) молекулярная — у кислорода O₂, азота N₂, хлора Cl₂, иода I₂, белого фосфора P₄, серы S₈, озона O₃. Эти вещества газообразны (O₂, N₂, Cl₂) или жидки (Br₂), либо являются легкоплавкими твёрдыми веществами (сера, иод, белый фосфор); они летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения, небольшую твёрдость (иод возгоняется, сера плавится при ≈ 113 °C);
2) атомная — у алмаза, графита, кристаллического кремния, бора. Это очень твёрдые, нелетучие, тугоплавкие вещества (алмаз и кремний плавятся выше 1400 °C; температура плавления алмаза и графита — более 3500 °C).
Различия объясняются прочностью связей в узлах решётки: чтобы разрушить атомную решётку, надо разорвать прочные ковалентные связи, а чтобы разрушить молекулярную — лишь преодолеть слабые межмолекулярные силы.
Для простых веществ неметаллов характерны два типа решёток:
1) молекулярная — у кислорода O₂, азота N₂, хлора Cl₂, иода I₂, белого фосфора P₄, серы S₈, озона O₃. Эти вещества газообразны (O₂, N₂, Cl₂) или жидки (Br₂), либо являются легкоплавкими твёрдыми веществами (сера, иод, белый фосфор); они летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения, небольшую твёрдость (иод возгоняется, сера плавится при ≈ 113 °C);
2) атомная — у алмаза, графита, кристаллического кремния, бора. Это очень твёрдые, нелетучие, тугоплавкие вещества (алмаз и кремний плавятся выше 1400 °C; температура плавления алмаза и графита — более 3500 °C).
Различия объясняются прочностью связей в узлах решётки: чтобы разрушить атомную решётку, надо разорвать прочные ковалентные связи, а чтобы разрушить молекулярную — лишь преодолеть слабые межмолекулярные силы.
§ 10. Проверьте свои знания.
3. Чем физические свойства неметаллов отличаются от физических свойств металлов?
Охарактеризуйте физические свойства простых веществ кислорода, азота и водорода.
Отличия неметаллов от металлов:
1) агрегатное состояние: неметаллы — газы (H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂), жидкость (Br₂), твёрдые вещества; металлы — почти все твёрдые (кроме ртути);
2) нет металлического блеска (исключения: графит, кремний, иод);
3) в большинстве — диэлектрики, плохо проводят тепло и электрический ток (металлы — хорошие проводники); исключения: графит — проводник, кремний — полупроводник;
4) твёрдые неметаллы хрупки, а не ковки и не пластичны, как металлы;
5) разнообразная окраска (хлор жёлто-зелёный, бром бурый, иод чёрно-фиолетовый, сера жёлтая, красный фосфор тёмно-красный).
Кислород O₂: бесцветный газ без запаха и вкуса, чуть тяжелее воздуха (M = 32 г/моль), малорастворим в воде; сжижается при −183 °C в голубоватую жидкость.
Азот N₂: бесцветный газ без запаха и вкуса, чуть легче воздуха (M = 28 г/моль), плохо растворим в воде, сжижается при −196 °C.
Водород H₂: бесцветный газ без запаха и вкуса, самый лёгкий (M = 2 г/моль, в 14,5 раза легче воздуха), малорастворим в воде, очень хорошо проводит тепло, сжижается при −253 °C.
1) агрегатное состояние: неметаллы — газы (H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂), жидкость (Br₂), твёрдые вещества; металлы — почти все твёрдые (кроме ртути);
2) нет металлического блеска (исключения: графит, кремний, иод);
3) в большинстве — диэлектрики, плохо проводят тепло и электрический ток (металлы — хорошие проводники); исключения: графит — проводник, кремний — полупроводник;
4) твёрдые неметаллы хрупки, а не ковки и не пластичны, как металлы;
5) разнообразная окраска (хлор жёлто-зелёный, бром бурый, иод чёрно-фиолетовый, сера жёлтая, красный фосфор тёмно-красный).
Кислород O₂: бесцветный газ без запаха и вкуса, чуть тяжелее воздуха (M = 32 г/моль), малорастворим в воде; сжижается при −183 °C в голубоватую жидкость.
Азот N₂: бесцветный газ без запаха и вкуса, чуть легче воздуха (M = 28 г/моль), плохо растворим в воде, сжижается при −196 °C.
Водород H₂: бесцветный газ без запаха и вкуса, самый лёгкий (M = 2 г/моль, в 14,5 раза легче воздуха), малорастворим в воде, очень хорошо проводит тепло, сжижается при −253 °C.
§ 10. Примените свои знания.
4. В ядре атома химического элемента содержится 76 нейтронов, что на 24 единицы больше числа протонов. Что это за элемент?
Дано: N(n⁰) = 76; N(n⁰) − N(p⁺) = 24.
Найти: элемент.
Решение: N(p⁺) = 76 − 24 = 52. Число протонов равно заряду ядра и порядковому номеру элемента, значит Z = 52. В Периодической системе это теллур Te (шестой период, VIA-группа). Проверка: массовое число A = 52 + 76 = 128, что соответствует изотопу ¹²⁸Te (Ar(Te) ≈ 128).
Ответ: теллур Te.
Найти: элемент.
Решение: N(p⁺) = 76 − 24 = 52. Число протонов равно заряду ядра и порядковому номеру элемента, значит Z = 52. В Периодической системе это теллур Te (шестой период, VIA-группа). Проверка: массовое число A = 52 + 76 = 128, что соответствует изотопу ¹²⁸Te (Ar(Te) ≈ 128).
Ответ: теллур Te.
§ 10. Примените свои знания.
5. Запишите уравнения реакций между следующими веществами:
а) бромом и сероводородом;
б) углеродом и оксидом цинка;
в) кислородом и сульфидом меди(II).
а) бромом и сероводородом;
б) углеродом и оксидом цинка;
в) кислородом и сульфидом меди(II).
а) Br₂ + H₂S = 2HBr + S↓ (бром — окислитель, сероводород — восстановитель; бромная вода обесцвечивается, выпадает жёлтая сера; при избытке брома возможно дальнейшее окисление серы).
б) 2ZnO + C =(t) 2Zn + CO₂↑ (углерод — восстановитель; при недостатке оксида цинка/избытке угля — ZnO + C =(t) Zn + CO↑).
в) 2CuS + 3O₂ =(t) 2CuO + 2SO₂↑ (обжиг сульфида; кислород — окислитель, сера S⁻² повышает степень окисления до +4).
Баланс атомов: а) Br 2 = 2, H 2 = 2, S 1 = 1; б) Zn 2 = 2, O 2 = 2, C 1 = 1; в) Cu 2 = 2, S 2 = 2, O 6 = 2 + 4.
б) 2ZnO + C =(t) 2Zn + CO₂↑ (углерод — восстановитель; при недостатке оксида цинка/избытке угля — ZnO + C =(t) Zn + CO↑).
в) 2CuS + 3O₂ =(t) 2CuO + 2SO₂↑ (обжиг сульфида; кислород — окислитель, сера S⁻² повышает степень окисления до +4).
Баланс атомов: а) Br 2 = 2, H 2 = 2, S 1 = 1; б) Zn 2 = 2, O 2 = 2, C 1 = 1; в) Cu 2 = 2, S 2 = 2, O 6 = 2 + 4.
§ 10. Примените свои знания.
6. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций, соответствующие следующим превращениям:
а) NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O
б) NaOH + Br₂ → NaBr + NaBrO₃ + H₂O
в) Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + HCl
Определите окислители и восстановители.
а) NH₃ + O₂ → N₂ + H₂O
б) NaOH + Br₂ → NaBr + NaBrO₃ + H₂O
в) Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + HCl
Определите окислители и восстановители.
а) N⁻³H₃ + O₂⁰ → N₂⁰ + H₂O⁻²
2N⁻³ − 6ē → N₂⁰ | 2 (восстановитель, окисляется)
O₂⁰ + 4ē → 2O⁻² | 3 (окислитель, восстанавливается)
4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O
Окислитель — O₂, восстановитель — NH₃ (за счёт N⁻³).
б) NaOH + Br₂⁰ → NaBr⁻¹ + NaBr⁺⁵O₃ + H₂O (реакция диспропорционирования, при нагревании)
Br₂⁰ + 2ē → 2Br⁻ | 5 (окислитель)
Br₂⁰ − 10ē → 2Br⁺⁵ | 1 (восстановитель)
6NaOH + 3Br₂ = 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O
Бром Br₂ одновременно окислитель (до Br⁻¹) и восстановитель (до Br⁺⁵).
в) Na₂S⁺⁴O₃ + Cl₂⁰ + H₂O → Na₂S⁺⁶O₄ + HCl⁻¹
S⁺⁴ − 2ē → S⁺⁶ | 1 (восстановитель)
Cl₂⁰ + 2ē → 2Cl⁻ | 1 (окислитель)
Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HCl
Окислитель — Cl₂, восстановитель — Na₂SO₃ (за счёт S⁺⁴).
Баланс: а) N 4, H 12, O 6; б) Na 6, Br 6, O 6, H 6; в) Na 2, S 1, O 4, H 2, Cl 2 — в обеих частях совпадает.
2N⁻³ − 6ē → N₂⁰ | 2 (восстановитель, окисляется)
O₂⁰ + 4ē → 2O⁻² | 3 (окислитель, восстанавливается)
4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O
Окислитель — O₂, восстановитель — NH₃ (за счёт N⁻³).
б) NaOH + Br₂⁰ → NaBr⁻¹ + NaBr⁺⁵O₃ + H₂O (реакция диспропорционирования, при нагревании)
Br₂⁰ + 2ē → 2Br⁻ | 5 (окислитель)
Br₂⁰ − 10ē → 2Br⁺⁵ | 1 (восстановитель)
6NaOH + 3Br₂ = 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O
Бром Br₂ одновременно окислитель (до Br⁻¹) и восстановитель (до Br⁺⁵).
в) Na₂S⁺⁴O₃ + Cl₂⁰ + H₂O → Na₂S⁺⁶O₄ + HCl⁻¹
S⁺⁴ − 2ē → S⁺⁶ | 1 (восстановитель)
Cl₂⁰ + 2ē → 2Cl⁻ | 1 (окислитель)
Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O = Na₂SO₄ + 2HCl
Окислитель — Cl₂, восстановитель — Na₂SO₃ (за счёт S⁺⁴).
Баланс: а) N 4, H 12, O 6; б) Na 6, Br 6, O 6, H 6; в) Na 2, S 1, O 4, H 2, Cl 2 — в обеих частях совпадает.
§ 10. Примените свои знания.
7. Какой объём углекислого газа образуется при сжигании 800 л метана CH₄ (н. у.), содержащего 5 % примесей (по объёму)?
Дано: V(смеси) = 800 л; φ(примесей) = 5 %.
Найти: V(CO₂) — ?
Решение:
1) φ(CH₄) = 100 % − 5 % = 95 %; V(CH₄) = 800 л · 0,95 = 760 л.
2) CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O. По уравнению из 1 объёма метана получается 1 объём углекислого газа (n(CO₂) = n(CH₄), газы при одинаковых условиях), значит V(CO₂) = V(CH₄) = 760 л.
(Через количество вещества: n(CH₄) = 760 л / 22,4 л/моль ≈ 33,9 моль; V(CO₂) = 33,9 моль · 22,4 л/моль = 760 л.)
Ответ: V(CO₂) = 760 л.
Найти: V(CO₂) — ?
Решение:
1) φ(CH₄) = 100 % − 5 % = 95 %; V(CH₄) = 800 л · 0,95 = 760 л.
2) CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O. По уравнению из 1 объёма метана получается 1 объём углекислого газа (n(CO₂) = n(CH₄), газы при одинаковых условиях), значит V(CO₂) = V(CH₄) = 760 л.
(Через количество вещества: n(CH₄) = 760 л / 22,4 л/моль ≈ 33,9 моль; V(CO₂) = 33,9 моль · 22,4 л/моль = 760 л.)
Ответ: V(CO₂) = 760 л.
§ 10. Примените свои знания.
8. Серу массой 0,8 г сожгли, полученный газ растворили в 100 г раствора гидроксида натрия с массовой долей щёлочи 4 %. Рассчитайте массовые доли веществ в полученном растворе.
Дано: m(S) = 0,8 г; m(р-ра NaOH) = 100 г; w(NaOH) = 4 %.
Найти: w веществ в растворе — ?
Решение:
1) S + O₂ = SO₂. M(S) = 32 г/моль; n(S) = 0,8 / 32 = 0,025 моль; n(SO₂) = 0,025 моль; M(SO₂) = 64 г/моль; m(SO₂) = 0,025 · 64 = 1,6 г.
2) m(NaOH) = 100 · 0,04 = 4 г; M(NaOH) = 40 г/моль; n(NaOH) = 4 / 40 = 0,1 моль.
3) SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O. На 0,025 моль SO₂ нужно 0,05 моль NaOH; щёлочь в избытке: n(NaOH)изб = 0,1 − 0,05 = 0,05 моль; m(NaOH)изб = 0,05 · 40 = 2 г.
4) n(Na₂SO₃) = n(SO₂) = 0,025 моль; M(Na₂SO₃) = 126 г/моль; m(Na₂SO₃) = 0,025 · 126 = 3,15 г.
5) m(р-ра) = 100 + 1,6 = 101,6 г.
6) w(Na₂SO₃) = 3,15 / 101,6 = 0,0310, или 3,10 %; w(NaOH) = 2 / 101,6 = 0,0197, или 1,97 %.
Ответ: w(Na₂SO₃) = 3,10 %; w(NaOH) = 1,97 %.
Найти: w веществ в растворе — ?
Решение:
1) S + O₂ = SO₂. M(S) = 32 г/моль; n(S) = 0,8 / 32 = 0,025 моль; n(SO₂) = 0,025 моль; M(SO₂) = 64 г/моль; m(SO₂) = 0,025 · 64 = 1,6 г.
2) m(NaOH) = 100 · 0,04 = 4 г; M(NaOH) = 40 г/моль; n(NaOH) = 4 / 40 = 0,1 моль.
3) SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O. На 0,025 моль SO₂ нужно 0,05 моль NaOH; щёлочь в избытке: n(NaOH)изб = 0,1 − 0,05 = 0,05 моль; m(NaOH)изб = 0,05 · 40 = 2 г.
4) n(Na₂SO₃) = n(SO₂) = 0,025 моль; M(Na₂SO₃) = 126 г/моль; m(Na₂SO₃) = 0,025 · 126 = 3,15 г.
5) m(р-ра) = 100 + 1,6 = 101,6 г.
6) w(Na₂SO₃) = 3,15 / 101,6 = 0,0310, или 3,10 %; w(NaOH) = 2 / 101,6 = 0,0197, или 1,97 %.
Ответ: w(Na₂SO₃) = 3,10 %; w(NaOH) = 1,97 %.
§ 10. Используйте дополнительную информацию.
9. Подготовьте сообщение по теме «Из истории создания спичек».
Из истории создания спичек
До появления спичек огонь добывали трением, кресалом и огнивом, а затем переносили с помощью лучины. В 1669 г. немецкий алхимик Хеннинг Бранд открыл белый фосфор, самовоспламеняющийся на воздухе, и это стало основой будущих зажигательных составов. В 1805 г. французский химик Шансель предложил головки из бертолетовой соли, серы и сахара, которые зажигали, опуская в серную кислоту, — такие «химические спички» были опасны и неудобны. В 1826 г. английский аптекарь Джон Уокер изобрёл спички, воспламенявшиеся при трении о шероховатую поверхность, а в 1830 г. француз Шарль Сориа ввёл в состав головки белый фосфор; такие спички загорались от любой шероховатой поверхности, но были ядовиты и пожароопасны (у рабочих развивалась «фосфорная болезнь»). В 1844 г. шведский химик Густав Паш предложил использовать красный фосфор, а в 1855 г. Иоганн Лундстрём создал «шведские» безопасные спички: красный фосфор нанесён на боковую тёрку коробка, а в головке — смесь бертолетовой соли KClO₃ и серы. Современная спичка работает так: при трении крупинка фосфора вспыхивает и поджигает смесь KClO₃ с серой (3S + 2KClO₃ = 3SO₂ + 2KCl; 6P + 5KClO₃ = 3P₂O₅ + 5KCl), от неё загорается древко, пропитанное веществами, облегчающими горение. Запах горелой спички — запах SO₂. В России первые спичечные фабрики появились в 1830–1840-х гг. Сегодня производят также охотничьи, каминные и штормовые спички.
Оговорка: сведения даны как основа сообщения; даты и имена рекомендуется сверить с энциклопедией.
До появления спичек огонь добывали трением, кресалом и огнивом, а затем переносили с помощью лучины. В 1669 г. немецкий алхимик Хеннинг Бранд открыл белый фосфор, самовоспламеняющийся на воздухе, и это стало основой будущих зажигательных составов. В 1805 г. французский химик Шансель предложил головки из бертолетовой соли, серы и сахара, которые зажигали, опуская в серную кислоту, — такие «химические спички» были опасны и неудобны. В 1826 г. английский аптекарь Джон Уокер изобрёл спички, воспламенявшиеся при трении о шероховатую поверхность, а в 1830 г. француз Шарль Сориа ввёл в состав головки белый фосфор; такие спички загорались от любой шероховатой поверхности, но были ядовиты и пожароопасны (у рабочих развивалась «фосфорная болезнь»). В 1844 г. шведский химик Густав Паш предложил использовать красный фосфор, а в 1855 г. Иоганн Лундстрём создал «шведские» безопасные спички: красный фосфор нанесён на боковую тёрку коробка, а в головке — смесь бертолетовой соли KClO₃ и серы. Современная спичка работает так: при трении крупинка фосфора вспыхивает и поджигает смесь KClO₃ с серой (3S + 2KClO₃ = 3SO₂ + 2KCl; 6P + 5KClO₃ = 3P₂O₅ + 5KCl), от неё загорается древко, пропитанное веществами, облегчающими горение. Запах горелой спички — запах SO₂. В России первые спичечные фабрики появились в 1830–1840-х гг. Сегодня производят также охотничьи, каминные и штормовые спички.
Оговорка: сведения даны как основа сообщения; даты и имена рекомендуется сверить с энциклопедией.