Читайте данную работу прямо на сайте или скачайте

Химические свойства неметаллических элементов

Водень.

Водень - перший елемент перодично

Вмст водню у земнй кор 30 ат.%. В сх природних сполуках водень ма

ступнь окислення +1. Переважна кльксть водню сну

у вигляд Н₂О. Водень входить до складу горючих газв, у природних сумшах глеводнв (нафти) та нших органчних сполук. Добування водню в сх випадках - це вдновлення з +1 до 0. Найбльше значення у промисловост ма

реакця метану з водяною парою:

СН₄ + Н₂О = СО + Н₂

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂

Водень можна також отримати реакцúю водяно

С + Н₂О = СО + Н₂

СО + Н₂О = СО₂ + Н₂

Для добування водню застосовують також електролз водяних розчинв солей, кислот, лугв. Наприклад:

Zn+2HCl=ZnCl₂+H₂

2Al+6NaOH+6H₂O=2Na₃[Al(OH)₆]+3H₂

Водень - безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у вод. Вльний водень в 0 ступен може бути окисником вдновником. Вдновн властивост виявля

в реакцях з неметалами, а також по вдношенню до оксидв галогенв:

2H₂+O₂=2H₂O

H₂+Cl₂=2HCl

CuO+H₂=Cu+H₂O

WO₃+3H₂=W+3H₂O

У реакцях з активними металами

окисником, творю

а гдриди:

2Na+H₂=2NaH

З деякими елементами, наприклад, кремнúм, фосфором, водень не реагу

. При нагрванн водень реагу

з багатьма d - металами. Сполуки що мстять водень в степен окислення +1,

NaH+HOH=NaOH+H₂

Водень застосовують для добування ряду металв (Мо,W, Fe, Cu). У великих клькостях Н₂ використовують у виробництв амаку та органчних синтезах.

Кисень.

Кисень - найпоширенший у природ елемент (58 ат.%). Бльшсть його знаходиться в ступен окислення Ц2 у вигляд сполук солей кремнúвих кислот (силкатв), пску (SiO₂), води, карбонатв, фосфатв, сульфатв. Невелика частина кисню перебува

у вльному стан в атмосфер. Незначн клькост кисню отримують у лабораторÿ термчним розкладом кисневмсних сполук. Наприклад:

2KClO₃=2KCl+3O₂

2KMnO₄=K₂MnO₄+MnO₂+O₂

Кисень

типовим окисником, вн вступа

в реакцю з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцй найчастше

оксиди:

4Fe+3O₂=2Fe₂O₃

C+O₂=CO₂

CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O

2ZnS+3O₂=2ZnO+2SO₂

Однак в реакцях з деякимиа найактивншими металами творюють сполуки звТязок мж атомами кисню в яких збега

ться:

2Na+O₂=Na₂O₂а (пероксид натрю)

K+O₂=KO₂ (надпероксид калю)

Li+O₂=Li₂Oа (оксид тю)

Озон О₃ - алотропчна модифкаця кисню. Його добувають дúю тихого електричного розряду або льтрафолетового промння на кисень:

3O₂=2O₃

Цей несамодльний процес вдбува

ться за стадями:

O₂+hv=O₂^*

O₂+O₂^*=O₃+O

O₂+O=O₃

О₃ - дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворю

ться на початкових стадях реакцй О₃ з рзними вдновниками. Наприклад:O₃=O₂+O

2KI+O₃+H₂SO₄=I₂+K₂SO₄+O₂+H₂O

Oа O₂

Бнарн сполуки з киснем можна роздлити на клька видв:

Оксиди - кисень ма

ступнь окислення Ц2, у тому числ основн ( Na₂O, CaO), кислотн (СО₂, P₂O₅), амфотерн (ZnO, Al₂O₃), несолетврн (N₂O, NO).

Пероксидн сполуки - речовини, атоми кисню в яких звТязан мж собою хмчними звТязками: пероксиди (N₂O₂, ВО₂), надпероксиди (КО₂), озонди (КО₃).

Субоксиди - сполуки з металчними звТязками ( Т₆О, Т₃О).

Розглянемо властивост сполук кисню з воднем.

Вода. Це стйка речовина ( Н_утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1^оС помтним ста

розкладання на прост речовини:

2H₂O=2H₂+O₂

Понад 5^оС розкладання вдбува

ться практично повнстю.

Вода - найбльш широко застосовуваний розчинник для полярних онних сполук.

Для води характерн реакцÿ при

днання (гдратацÿ) - з основними кислотними оксидами:

CaO+H₂O=Ca(OH)₂

P₂O₅+3H₂O=2H₃PO₄

з солями: CuSO₄+5H₂O=CuSO_4*5H₂O

Вода може брати часть у реакцях обмну. Наприклад гдролзу солей. У реакцях за сильними окисниками вода виступа

як вдновник за рахунок кисню

(-2):

2F+2H₂O=4HF+O₂

При дÿ вдновникв за рахунок водню (+1) вода проявля

окиснювальн властивост:

2HOH+2Na=2NaOH+H₂

Розчинн сол у вод не снують через сильний гдролз розклад Н₂О₂ у лужному середовищ:

Na₂O₂+2HOH=2NaOH+H₂O₂

2H₂O₂=2H₂O₂+O₂

Бльш стйки до дÿ води нерозчинн сол, наприклад ВО₂, реакцúю обмну якого з Н₂SО₄ можна добути Н₂О₂:

BaO₂+H₂SO₄=H₂O₂+BaSO₄

Галогени.

Галогени - фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементв найбльш стйким

ступнь окислення Ц1.

Фтор - найбльш електронегативний елемент, позитивних ступенв окислення не ма

, в нших галогенв електронегативнсть менша можлива позитивн ступен окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 +6).

У природних сполуках галогени мають ступнь окислення Ц1. Найважливш мнерали плавиковий шпат СаF₂, фторапатита CaF_{2 *} 3Ca₃ (PO₄)₂, камТяна сль NaCl, сильвнт KCl_*NaCl та нш.

они хлору мстяться в морськй вод. Бром йод власних мнералв не утворюють, они

Br мстяться у вод деяких солоних озер, у нафтових водах.

Добування галогенв - це процес

Хлор у промисловост добувають електролзом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторÿ хлор добувають з соляно

MnO₂+4HCl=MnCl₂+Cl₂+2H₂O

2KmnO₄+16HCl=2MnCl₂+5Cl₂+2KCl+8H₂O

налогчно добувають в лабораторÿ бром (2) йод (2) використовуючи замсть кислот (соляно

2NaBr+MnO₂+2H₂SO₄=Br₂+MnSO₄+Na₂SO₄+2H₂O

10KI+2KMnO₄+8H₂SO₄=5I₂+MnSO₄+6K₂SO₄+8H₂O

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

2Br+Cl₂=Br₂+2Cl

2I+Cl₂=I₂+2Cl

У звичайних умовах фтор - безбарвний газ, хлор - жовто-зелений, бром - темно-червона рдина, йод - темно-коричнев кристали. Найхарактернш для галогенв - окиснювальн властивост. Найсльншим окисником

фтор (2), який окислю

кисень до Ц2 навть деяк благородн гази:

Xe+F₂=XeF₂

2H₂O+2F₂=4HF+O₂

SiO₂+2F₂=SiF₄+O₂

Галогени окислюють метали, багато як неметали складн речовини:

2Al+3Br₂=2AlBr₃

2P+3Cl₂=2PCl₃

2NH₃+3Br₂=N₂+6HBr

У реакцях з воднем спостерга

ться зниження окиснювальних властивостей: Н₂ + Г₂ = НГ. Реакця з фтором швидко перебга

в темнот на холод, реакця з бромом йде швидко лише при нагрванн, реакця з йодом оборотна протка

при пдвищенн температури.

При вза

модÿ хлору з водою вдбува

ться його самоокисненням, самовдновленням, творюються дв кислоти - соляна хлорнуватиста:

Cl₂+H₂O=HCl+HOCl

ва реакцях з лугами - сол цих кислот:

Cl₂+2KOH=KCl+KOCl+H₂O

Бром йод з водою лугами реагують аналогчно хлору.

Галогеноводн НГ можна добути реакцями галогенв з воднем бо (для HF i HCl) реакцями обмну:

CaF₂+H₂SO₄=CaSO₄+2HF

NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl

NaCl+NaHSO₄=Na₂SO₄+HCl

HCl, HBr, HI за звичайних умов перебувають у газоподбному стан, добре розчиняються у вод. У водних розчинах НГ мають кислотн властивост. HCl, HBr, HIа - сильн кислоти.

Пдсилення вдновних властивостей Г виявляються у

2HBr+H₂SO₄=Br₂+SO₂+2H₂O

8HI+H₂SO₄=4I₂+H₂S+4H₂O

Через це HBr HIа неможливо добути дúю концентровано

Реакця творення розкладу летних галогенв також використовують для очищення та добування металв:

TiI₄=Ti+2I₂

Фтор не творю

кисневих кислот. Для хлору вдом кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl₂, хлорнувата HCl₃, хлорна HCl₄. Лише остання вддлена в ндивдуальному стан, решта сну

в розчинах. Аналогчн кислоти (окрм HBrО₂ HIО₂ ) творюють бром йод.

Срка.

З помж р - елементв VI групи, окрм кисню, найбльше значення ма

срка.

Найвищий ступнь окиснення в срки +6 вдповда

стану, коли вона творю

6 ковалентних звТязкв з бльш електронегативними партнерами. Найхарактерншими для срки

ступен окиснення Ц2, 0, +4, +6.

Срка - розповсюджений елемент. Добування срки зводиться до видобування очищення самородно

Срка сну

в клькох алотропних модифкацях. За звичайних умов стйка моноклинн (a) срка. За температури понад 95,4^оС вона перетворю

ться на ромбчну ( b ) срку.

При незначному нагрванн срка енергйно реагу

з багатьма матералами (з рдкою ртуттю), воднем, виступаючи як окисник:

Fe+S=FeS

2Al+3S=Al₂S₃

H₂+S=H₂S

При дÿ кисню галогенв (Cl, F) срка виявля

вдновн властивост:

S+O₂=SO₂

2S+Cl₂=S₂Cl₂

Срководень H₂S добувають сполученням простих речовин або через реакцÿ обмну:

FeS+2HCl=FeCl₂+H₂S

H₂S - газ рзким непри

мним запахом, дуже отруйний. У розчинах - це слабка кислота. Розчинн сульфди (сол лужних металв, сол амоню) пддаються сильному гдролзу, при цьому гдролз перебга

ступнчасто оборотно:

S+HOH=HS+OHа

Iа ступнь

бо Na₂S+HOH=NaHS+NaOH

Гдролз деяких сульфатва (Al₂S₃, Cr₂S₃) йде практично до кнця, оскльки в результат творю

ться слабка нерозчинна основа видля

ться газоподбний срководень:

Al₂S₃+6H₂O=2Al(OH)₃+3H₂S

Бльшсть сульфатв металв у вод нерозчинна, з водою не реагу

, причому деяк х них (Fe, MnS, ZnS) розчиняються при дÿ кислот, ряж нших (PbS, HgS, Sb₂S₃) аз кислотами не реагують. Нерозчинн у кислотах сульфди можна добути дúю H₂S ана розчинн сол:

Pb(NO₃)₂+H₂S=PbS+2HNO₃

Ус нерозчинна сульфди можна добути реакцями обмну з використанням розчинних у вод сульфдв:

CuSO₄+Na₂S=CuS+Na₂SO₄

FeSO₄+Na₂S=FeS+Na₂SO₄

Сульфди активних металв одержують дúю вуглля на сульфати при нагрванн:

Na₂SO₄+4C=Na₂S+4CO

H₂S окисню

ться киснем, на повтр горять:

2H₂S+3O₂=2SO₂+2H₂O (при надлишку О₂)

2H₂S+O₂=2S+2H₂O (при недостатнй клькост О₂)

Аналогчно, але за вищих температур перебгають реакц�� випалу сульфдв металв:

2ZnS+3O₂=ZnO+SO₂

У водних рохчинах сульфди H₂S авиявляють вдновн властивост у реакцях з галогенами, KMnO₄ та ншими окисниками:

Na₂S+I₂=2NaI+S

H₂S+4Br₂+4H₂O=H₂SO₄+8HBr

При дÿ срки на сульфди металв творюються полсульфди:

Na₂S+(n-1)S=Na₂S_n

Срка творю

два стйких оксидв - SO₂ SO₃. SO₂ за звичайних умов а- безбарвний газ з рзким запахом,

отруйним. Це кислотний оксид добре розчинний у вод. Частково реагу

з водою з творенням срчисто

SO₂+H₂O=H₂SO₃

Внаслдок оборотност ц㺿 реакцÿа НSO₃ сну

лише у розчинах. Ця кислот творю

лише два типи солей сульфти (Na₂SO₃, CaSO₃) гдросульфти (NaHSO₃, Ca(HSO₃)₂). Останн не стйки, переходять у просульфти.

Для срки (VI) характерн вдновн властивост. Реакця з киснем 2SO₂+O₂=2SO₂, яка перебга

при пдвищенн температури, застосову

ться для одержання SO₃ дал срчано

Na₂SO₃+I₂+H₂O=Na₂SO₄+2HI

Оксид срки (VI) енергйно сполуча

ться з водою:

SO₃+H₂O=H₂SO₄

Срчана кислот - вТязка безбарвна рдина. У водному розчин Na₂SO₄ - сильна двоосновна кислота. Розведена кислот реагу

з металами, що стоять у ряду активностей до водню, з видленням водню, наприклад:

Zn+H₂SO_4(p)=ZnSO₄+H₂

У концентрованй срчанй кислот срка (VI) може виступати аяк окисник, наприклад окиснюючи HBr i HI (але н HCl) до вльних галогенв. Концентрована срчана кислот не дú на бльшсть металв за звичайних умов, але при нагрванн реагу

навть з малоактивними металами, але н з благородними металами (Au, Pt та нш). Якщо метали малоактивн срка (VI) вдновлю

ться до +4 (SO₂):

Cu+2H₂SO_4(k)=CuSO₄+SO₂+2H₂O

Бльш активн метали вдновлюють срку (VI) до просто

4Zn+5H₂SO₄=4ZnSO₄+H₂S+4H₂O

(SO₂, S)

Як сильна нелетка кислот H₂SO₄ витсня

чимало нших кислот з

NaCl+H₂SO₄=NaHSO₄+HCl

KNO₃+H₂SO₄=KHSO₄+HNO₃

Бльшсть солей H₂SO₄ арозчинна в вод. Нерозчинна BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄, амалорозчиниий CaSO_4.

Чимало кольорових металв добувають з сульфдних руд. Na₂SO₃, NaHSO₃, Ca(HSO₃)₂а використовують при добуванна целюлози з деревини. Срка - шкдливий домшока у чавунах сталях. Срчана кислот - використову

ться при гдрометалургйному добуванн Zn, Cd, Ni, Cu.

зот.

За електронегативнстю азот поступа

ться лише фтору кисню. У сполуках з киснем вн проявля

позитивн ступен окислення +1,+3,+4,+5. Азот ма

рзн негативн ступен окислення. Найвищий вдповда

числу електронв на зовншньому рвн. Найнижчий Ц3 - заповненню електронно

У молекул N2 атоми звТязан потрйним звТязком. Велика енергя звТязку зумовлю

високу стйксть малу хмчну активнсть N2. За звичайних умов азот реагу

лише з тúм, з ншими металами - при нагрванн, творюючи нтриди. З воднем сполуча

ться лише при пдвищених температурах тиску, з киснем - при температурах понад 3^oС. У реакцях з киснем фтором

вдновником, в нших випадках - окисником:

6Li+N₂=2Li₃N

3Mg+N₂=Mg₃N₂

3H₂+N₂+2NH₃

N₂+O₂=2NO

N₂+3F₂=2NF₃

Нтриди металв - на вдмну вд галогенв, сульфдв - не

солями, оскльки

Mg₃N₂+6HOH=3Mg(OH)₂+2NH₃

Нтриди d-металв тверд, тугоплавк, мають низьку хмчну активнсть, не реагують з водою, дуже повльно вступають в реакцÿ з кислотами. Амак в промисловост добувають синтезом з простих речовин:

N₂+3H₂=2NH₃

У лабораторÿ амак можна одержати з солей амоню:

NH₃

NH₄Cl+NaOH=NaCl+NH₄OH

H₂O

мак розчиня

ться у вод, вн проявля

донорн властивост. Розчин NH₃ у вод умовно називають гдроксидом амоню, хоча молекули NH₄OH не сну

. У реакцях з кислотами творюютьсясол амоню:

NH₃+HCl=NH₄Cl

2NH₃+H₂CO₃=(NH₄)₂CO₃

Сол амоню стйки за звичайних умов, але при пдвищених температурах розкладаються. В результат може творитися амак. Наприклад: (NH₄)SO₄=NH₃+NH₄HSO₄. Проте у деяких випадках ( NH₄Cl, NH₄Br та н.) творен гази не роздляються:

NH₄Cl=NH₃+HCl

при проходженн знову тв. вихдна сль. При дÿ металв вдбува

ться процес замщення атомв водню:

2Al+2NH₃=2AlN+3H₂

Тому амак часто використову

ться для добування нтридв. Амак не горить на повтр, не вза

моú у розчинах з багатьма окисниками, наприклад з сполуками Cr₃. Однак у присутност каталзаторв амак регау

з киснем:

(Cr₂O₃)

4NH₃+3O₂=2N₂+6H₂O

_(Pt)а

4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O

У розчинах амак швидко окислю

ться галогенами (Cl₂, Br₂):

2NH₃+3Cl₂=N₂+6HCl

зот утворю

велику кльксть рзномантних кисневих сполук. NO₂ добувають у промисловост каталтичним (Pt) окисненням амаку, синтез з простих речовин (N₂ +O₂ = 2NO) не використову

ться через велик енергетичн витрати.

Найважлившою

властивсть NO швидко практично повнстю окислюватися киснем:

2NO+O₂=2NO₂

Вза

модя NO₂ з водою йде за рвнянням:

2NO₂+HOH=HNO₃+HNO₂

зотиста кислот HNO₂ сну

лише розчинах, багато як ? сол (KNO₂, NaNO₃) стйк. Сама ж кислот при пдвищен концентрацÿ розчину або температури розклада

ться:

NO₂

2HNO₂=HOH+N₂O₃

NO

Тому кнцевими продуктами реакцÿ NO₂ з водою

HNO₃ та NO:

3NO₂+HOH=2HNO₃+NO

У присутност О₂, NO перетворю

ться у NO₂

диним продуктом реакцÿ ста

HNO₃:

4NO₂+O₂+2HOH=4HNO₃

Ця реакця покладена в основу промислового способу добування азотно

У водних розчинах HNO₃

сильною кислотою, практично повнмтю дисоцю

. Сол азотно

Cu+4HNO_3(k)=Cu(NO₃)₂+2NO₂+2HOH

3Cu+8HNO_3(p)=3Cu(NO₃)₂+2NO+4HOH

4Zn+10HNO_3(p)=4Zn(NO₃)₂+N₂O+5HOH

зотна кислот не реагу

з благородними металами (Au, Pt та н.), деяк порвняно активн метали (Al, Fe) на холод пасивуються концентрованою азотною кислотою внаслдок творення на

Окиснювальн властивост азоту (5) у нтратах виявляються запдвищених температур. Вийнятком

нтрати малоактивних металв, оксиди яких термчно нестйк: 2AgNO₃ = Ag + 2NO₂ + O₂.

Найширшого застосування набули амак азотна кислота. Велика роль азоту та його сполук у металургÿ. Сол азотно

Фосфор.

У звТязку з тим, що атом фосфору ма

велики розмр, а значичть, меншу електронегативнсть (Е=2,1), найнижчий ступнь окислення Ц3, який вдповда

завершенню зовншнього рвня, ста

менш стйким. Навпаки найстйкшою ста

найвищий ступнь окислення +5.

Добування фосфору при дÿ вуглля пску на фосфат кальцю в електропечах при 1500^оС:

Ca₃(PO₄)₂+5C+3SiO₂=3CaSiO₃+2P+5CO

Фософр утворю

клька алотропчних модфкацй. Блий фосфор легкоплавкий, леткий розчиня

ться у деяких органчних розчинниках, отруйний, дуже активний, самозайма

ться при температурах понад 50^оС. Червоний чорний фосфор набаго менш активний, не розчиня

ться в органчний розчинах, не отруйний. Для фосфору характерн вдновн властивост, як вн виявля

у реакцях з неметалами:

4P+3O₂ (надлишок)=2P₂O₃

4P+5O₂ (надлишок)=2P₂O₅

2P+5Cl₂ (надлишок)=2PCl₅

В реакцях з активними металами фосфор виступа

ав рол окисника: 3Mg+2P=Mg₃P₂. Зводним фосфором не реагу

. Бфлий фосфор вступа

в реакцю з лугом, при цьому вдбува

ться його самоокислення - самовдновлення:

P₄+3NaOH+3HOH=PH₃+3NaH₂PO₂

Сполуки фосфору з металами, фосфди, забудовую властивостями аналогчн нтридам. Фосфди S - металв реагують з водою, творюючи фосфн: Mg₃P₂+6H₂O=3Mg (OH)₂+2PH₃. Фосфн реагу

з деякими сильними кислотами за низьких температур з утворенням солей фосфоню: PH₃+HI=PH₄I. При пдвищенн температури або дÿ води сол фосфоню легко розкладаються. Водночас фосфн

сильним вдновником, на повтр легко займа

ться:

2PH₃+4O₂=P₂O₅+3HOH

При дÿ лугу на бфлий фосфор разом з фосфном творю

сль NaH₂PO₂ (гпофосфт натрю). Цй сол вдповда

фосфорнуватиста кислот H₃PO₂. Кислот сильна, одноосновна. Кислот ? сол

сильними вдновниками. У звТязку з цим гпофосфти використовуються при хмчному нкелюванн:

NiSO₄+NaH₂PO₂+HOH=Ni+NaH₂PO₃+H₂SO₄

При вза

модÿ P₂O₅ аз водою творюються фосфорн кислоти:

P₂O₅+HOH=2HPO₃ (метафосфорна кислота)

P₂O₅+2HOH=H₄P₂O₇ (дифосфорна кислота)

P₂O₅+3HOH=2H₃PO₄ (ортофосфорна кислота)

Найбльше значення ма

ортофосфорна кислот (фосфорна).

Для ? добування аокрм реакцÿ P₂O₅ аз водою, використовують дю срчано

Ca₃(PO₄)₂+3H₂SO₄=3CaSO₄+2H₃PO₄

Кислота триосновна, творю

три типи солей: середн, або фосфати (Na₃PO₄, Ca₃ (PO₄)₂), кисл, в тому числ гдрофосфати (Na₂HPO₄, CaHPO₄) дегдрофосфати (NaH₂PO₄, Ca(H₂PO₄)₂).

Фосфор

шкдливою домшкою в човунах сталях. Гпофосфати застосовуються для добування нкельових покриттв. У великих клькостях сол фосфорно

Вуглець.

Електронегативнсть вуглецю=2,5, електрони хмчних звТязкв можуть зсуватися вд атома вуглецю до його партнерв (виника

ступнь окислення +4), а також до атома вуглецю вд його партнерв (ступнь окислення Ц4). Вдом сполуки в яких вуглець ма

рзн промежн ступн окислення. Найстйкиший ступнь окислення +4.

Бльшсть його знаходиться у карбонатах (CaCO₃, MgCO₃). Вуглець мститься в органчних речовинах, в тому числ у нафт, вуглл, сланц, природному газ. Вуглець зустрча

ться у вигляд простих речовин - графту, алмазу.

Вдомо клька алотропчних модифкацй вуглецю: алмаз, графт, карбн, фулерени.

Вуглець - найтугоплавкша проста речовина. Зазвичайних умов вуглець малоактивний, при нагрванн вступа

в реакцÿ з металами воднем, виявляючи окиснювальн властивост, у реакях з киснем, сркою, оксидами металв та н. - вдновн властивост:

Ca+2C=CaC₂ C+O₂=CO₂

4Al+3C=Al₄C₃ C+2S=CS₂

2H₂+C=CH₄ C+PbO=Pb+CO

З галогенами вууглець безпосередньо не реагу

.

Карбди металв можна роздлити на дв групи: карбди S- (P-) металв карбди d - металв. Карбди першо

CaC₂+2HOH=Ca(OH)₂+C₂H₂ (HCºCH)

Al₄C₃+12HOH=4Al(OH)₃+3CH₄

Карбди звичайно добувають дúю надлику вуглецю на оксиди металв:

CaO+3C=CaC₂+CO

V₂O₅+7C=2VC+5CO

Вуглець утворюють 2 оксиди СО СО₂. При згоранн вуглець у надлишку ксню утворю

ться СО₂ С^о+О₂=СО₂, СО₂ припдвищенних иемпературах реагу

з вуглецем:

CO₂+C=2CO

При пропусканн парв води крз шар разжареного коксу творю

ться сумш СО Н₂, як називаються водяним газом:

C+HOH=CO+H₂

СО за звичайних умов поводить себе як несолетврний оксид, не реагу

з водою, розчинами кислов лугв. Однак при пдвищеному тиску пр нагванн вступа

в реакцю з лугами, творюються сол мурашино

2CO+O₂=2CO₂ DH= -565 кДж.

Fe₂O₃+3CO=2Fe+3CO₂

NiO+CO=Ni+CO₂

Оксиди вуглецю (2) сполучаються з багатьма металами, творюючи карбонди:

Fe+5CO=FeCO₅а (карбонл залза)

Ni+4CO=Ni(CO)₄а (карбонл нкелю)

Велике значення ма

реакця СО з амаком:

CO+NH₃=HCN+HOH

Дуже отруйна. Повльно розклада

тсья придÿ води кисню. Сол ц㺿 кислоти (NaCN, KCN) називають цандами. Оксид вуглецю (4) добувають у промисловост термчним розкладом CaCO₃:

CaCO₃=CaO+CO₂

у лабораторÿ - дúю соляно

CaCO₃+2HCl=CaCl₂+HOH+CO₂

СО₂ арозчиня

ться у вод, творюючи вугльну кислоту:

CO₂+HOH=H₂CO₃

Вугльна кислот нестйка, сну

лише у водному розчин, двухосновна. Для перетворення карбонатв у гдрокарбонати можна використати дю вугльно

CaCO₃+H₂CO₃=Ca(HCO₃)₂

для оборотного переходу - донейтралзаця кисло

Ca(HCO₃)₂+Ca(OH)₂=2CaCO₃+2HOH

В звТязку з тим, що вугльна кислот явля

тсья слабкою, карбонати пдлягають значному гдролзу. Гдролз солей лужних металв де ступнчато оборотно.

Вуглець його сполуки дуже важлив для металургÿ. Вуглець (кокс) використову

ться як дешевий вдновник при отриманн багатьох металв (Zn, Cu, Sn, Pb, Ni, Co н). Вуглець - важливий компонент сплавв (чугуна, стал та н).

Кремнй.

Електронегативнсть кремню (1,9) невисока, тому найбльш стйка ступнь окислення +4. Найбльш низька ступнь окислення Ц4 проявля

ться в сполуках з активними металами, промжн ступен окислення (крм 0) - нестйк.

Кремнй одержують в електропечах вдновленням SiO₂ коксом:

SiO₂+2C=Si+2CO DH=68.9 Дж.

Необхдний для напвпровдникв технки кремнй особливо

Кремнй - полмер, в реакйÿ вступа

тльки при нагрванн. На вдмну вд вуглецю не реагу

з Н₂, але зТ

дну

ться з галогенами:

Si+2Mg=Mg₂Si (Si - окисник)

Si+O₂=SiO₂

Si+2Cl₂=SiCl₄ (Si - вдновник)

Сполуки кремню з металами, силциди, як карбди, можна подлити на дв групи. Солеподбн силциди S-металв (Mg₂Si, Ca₂Si) легко реагують з кислотами (але не з водою), творюючи сполуки кремню з воднем, - слани:

Mg₂Si+4HCl=2MgCl₂+SiH₄

Силциди d-металв, як частш за все мають склад Si_n+H_2n+2. На повтр слани самозаймаються:

SiH₄+2O₂=SiO₂+2HOH

при нагрванн розкладаються : SiH₄=Si+2H₂а

Оксид кремню SiO₂ в природ сну

ау вигляд кварцу (пску), тримдиту, кристоалту, також в аморфному стан (опла, агат). SiO₂ Ц тугоплавкий хмчно малоактивний, при звичайних температурах. З водою не реагу

, сво

2NaOH+SiO₂=NaSiO₃+HOH

Na₂CO₃+SiO₂=Na₂SiO₃+CO₂

З кислотами SiO₂ ане реагу

, вийняток склада

плавикова кислота: SiO₂+4HF=SiF₄+2H₂O.

Кремнúву кислоту можна отримати дúю кислоти на розчин Na₂SiO₃. Якщо розчин достатньо розведений, утвориться золь (коло

Найбльш широко використовуються силкати, виробляють млони тон рзних слкатних матералв, в тому числ цеглу, цемент, фарфор, фаянс, скло та н. Кварцовий псок явля

ться основною складовою частиною формувальних сумшей в литниковому виробництв, Урдке скло Na₂SiO₃ - звТязуючий матерал в цих сумшах. Кремнй

складовою частиною чугунв та сталей, також н. сплавв.

Бор.

Бор Ц

диний неметалчний елемент 3 групи. Валентнсть бору частш за все тльки =3. Бор да

стйки звТязки з киснем галогенами. ЗвТязки В-В В-Н менш стйк. В цьому подбнсть с кремнúм (дагональна подбнсть). Дя бору характерний ступнь окислення +3.

Основн його мнерали борати кальцю та магню, такожа бура Na₂B₄O₇ и борна кислот H₃BO₃.

Бор отримують вдновленням B₂O₃ магнúм:

3Mg+B₂O₃=3MgO+2B

Крм того, як для кремню використовують термчний розклад сполук бору з воднем та йодом.

Бор - полмерна речовина, взвичайних умовах реагу

тльки з фтором, при нагрван зТ

дню

ться з металами, також з киснем, галогенами та навть з азотом. З воднем не реагу

:

Mg+2B=MgB₂

4B+3O₂=2B₂O₃

2B+3Cl₂=2BCl₃

В сполуках бору з металами переважа

металчний звТязок. Бльш активн бориди S Цметалв, як реагують з кислотами:

3MgB₂+6HCl=3MgCl₂+B₂H₆+4b

Найпростшо

Бороводн мало стйк, при нагванн легко розкладаються на бор водень, дуже активн, на повтр самозагоряються: В₂Н₆+О₂=В₂О₃+Н₂О.

Оксид бору ма

кислотн властивост, зТ

дну

ться з водою, утворюючи ортоборну кислоту:

B₂O₃+3HOH=2H₃BO₃

Ортоборна кислот розчина у вод. Дуже слабка, тому при дÿ лугв не творю

солей типу М₃ВО₃, а творю

сол бльш сильно

2NaOH+4H₃BO₄=Na₂B₄O₇+7HOH

Тетроборат натрю може дал реагувати з лугами та основними оксидами:

Na₂B₄O₇+2NaOH=HOH+4NaBO₂

Na₂B₄O₇+CoO=2NaBO₂+Co(BO₂)₂

При дÿ на бор азотом або амаком творю

тсья нтрид бору BN. Бор використовують як легуючу добавку до сплавв. Бор використовують при пайц та зварюванн.