Гіпермаркет Знань>>Хімія>>Хімія 10 клас>>  Основні фізичні та хімічні властивості неметалів

Кисень 0₂ і озон 0₃ — алотропні форми елемента Оксигену.

Порівняння властивостей кисню 0₂ й озону 0₃ засвідчує, що окисна активність озону вища, ніж кисню. Наприклад, вже за звичайних умов він окиснює багато які малоактивні прості речовини (срібло, ртуть тощо):

8Ag + 20₃ = 4Ag₂0 + 0₂↑

Таблиця 1. Властивості кисню й озону

Підвищена окисна здатність озону (порівняно з киснем) пояснюється низькою енергією відриву атома Оксигену від молекули озону 0_3, і в реакціях окиснення беруть участь саме ці атоми Оксигену.

Застосування озону зумовлене його винятковими окисними властивостями. Озон використовується для озонування питної води, що значно ефективніше, ніж хлорування; для знешкодження промислових стічних вод; вибілювання тканин, мінеральних масел; як дезінфікуючий засіб у медицині; як окисник ракетного палива.

Зверніть увагу на фізіологічну дію озону: він отруйний для людини, тварин і рослин. Невеликі концентрації озону в повітрі створюють відчуття свіжості, але вдихання повітря навіть із зовсім малою концентрацією озону викликає подразнення дихальних шляхів, кашель, блювоту, запаморочення, стомленість.

Проте озон може бути не лише шкідливим, а й корисним. Біля поверхні Землі озону мало. Його концентрація у повітрі коливається  (вночі менша, вдень більша). Влітку і навесні його в повітрі у 3,5 раза більше, ніж узимку і восени. Над полярними частинами Землі вміст озону в повітрі вищий, ніж над екватором, в атмосфері міст — вищий, ніж у сільській місцевості. 3 віддаленням від поверхні Землі концентрація озону збільшується і досягає максимуму на висоті 20 — 25 км. Там утворюється так званий озоновий шар.

Озоновий шар відіграє значну роль у збереженні життя на нашій планеті. Він затримує найбільш згубну для людини, тварин і рослин частину ультрафіолетової радіації Сонця, яка спричинює онкологічні (ракові) захворювання шкіри. Окрім того, озоновий шар разом з вуглекислим газом С0₂ поглинає інфрачервоне випромінювання Землі і тим самим запобігає її охолодженню. Так озоновий шар забезпечує збереження життя на Землі.

Ви вже знаєте, що кисень — дуже реакційноздатна речовина. Він реагує з багатьма металами, неметалами і багатьма складними речовинами, виявляючи властивості сильного окисника.

• Які сполуки утворюються під час взаємодії з киснем: а) водню б) алюмінію; в) метану СН₄? Напишіть рівняння реакцій, зазначте у кожному з випадків ступінь окиснення елементів окисник і відновник.

Хімічна активність сірки

також доволі висока. При нагріванні вона реагує майже з усіма елементами (у формі простих речовин) і з багатьма складними речовинами, виявляючи при цьому властивості як окисника, так і відновника (порівняйте з киснем), бо для неї характерні як позитиви ступені окиснення (+4, +6), так і негативний (-2).

1. Взаємодія з металами. Сірка як типовий неметал взаємодіє з багатьма металами (окрім золота), утворюючи сульфіди. Так, якщо всипати порошок міді у розплавлену сірку (мал. 3), то відбувається реакція з утворенням чорного сульфіду купруму (І) і виділенням великої кількості теплоти:

2Cu + S = Cu₂S

Після початку реакції спиртівку відставляють.

Сірка безпосередньо сполучається з залізом, цинком, натрієм, алюмінієм. Напишіть рівняння цих реакцій і зазначне назви речовин, що утворилися.

2. Взаємодія з неметалами. Сірка безпосередньо взаємоді з усіма неметалами (окрім йоду й азоту). Реакції відбуваються при нагріванні:

S + 0₂ = S0₂↑

H₂ + S = H₂S↑

Мал. 3. Взаємодія міді і сірки

Застосування. Найбільша маса сірки і природних сульфідів витрачається на виробництво сульфатної кислоти. Сірка використовується і в інших галузях хімічної промисловості: для добування сульфітів Na₂S0₃ і Ca(HS0₃)₂ для легкої промисловості, сульфідів Na₂S, CaS, BaS для шкіряного виробництва, виготовлення люмінофорів (речовин, здатних світитися). Сірку застосовують у виробництві барвників, гуми, чорного пороху, сірників, ліків, використовують її і в сільському господарстві для боротьби із шкідниками.

Фізичні властивості16. Фізичні властивості оксидів. Класифiкація оксидів. Оксиди в природі. Використання оксидівазоту

За звичайних умов азот — газ без кольору і запаху. Молекули його неполярні, тому взаємодія між ними слабка, вона не може перешкодити їхньому xaoтичному рухові. Цим пояснюється газуватий стан азоту за звичайних умов і це є причиною того, що азот зріджується (-196 °С) і твердне (-210 °С) за дуже низьких температур. У  твердому стані  має молекулярні кристалічні   ґратки. Неполярністю молекул азоту пояснюється його низька розчинність у воді (в 1 об'ємі води за 20 °С розчиняється 0,0154 об'єми азоту). Він трохи легший за повітря, маса 1 л азоту дорівнює 1,25 г.

Хімічний елемент Фосфор, на відміну від Нітрогену, утворює кілька простих речовин, які помітно різняться за властивостями.

Це — білий, червоний і чорний фосфор.

Білий фосфор — м'яка кристалічна речовина, у чистому вигляді зовсім безбарвна і прозора, але звичайно жовтуватого кольору (схожа на віск), летка, має запах часнику, легкоплавка (t_пл. = 44 °С) і легкозаймиста. Має молекулярні кристалічні ґратки, у вузлах яких розміщені тетраедричні молекули Р₄. У воді не розчиняється. Розчиняється у сірковуглеці CS₂ та бензині. У темряві на повітрі світиться зеленкувато-жовтим світлом (люмінесценція), при цьому виділяється теплота (хімічна енергія перетворюється на світлову). Таке явище спричинюється повільним окисненням. Теплота, що виділяється при цьому, може розплавити фосфор і призвести до його займання. Через це білий фосфор зберігають під водою. Під час нагрівання або на світлі він перетворюється на червоний фосфор.

Білий фосфор — надзвичайно отруйна речовина, навіть у малих дозах (50 мг) діє смертельно!

Червоний фосфор — порошок від темно-коричневого до червоного і фіолетового кольору, з атомними кристалічними гратками (структура до кінця не з'ясована), без запах, не отруйний на повітрі окиснюється повільно, у темряві не світиться, загоряється лише при 260 °С. Легко вбирає вологу (гігроскопічний), але у воді і в сірковуглеці CS₂ не розчиняється. Під час нагрівання без доступу повітря випаровується, а при охолодженні його пара перетворюється на білий фосфор.

Чорний фосфор — речовина, схожа на графіт, має шарувату будову, металічний блиск, виявляє властивості напівпровідника, не отруйний. Це найбільш стійка алотропна форма. Утворюється з білого фосфору при тривалому нагріванні (200 °С) під великим тиском (1220 МПа).

Утворення фосфором кількох алотропних форм пояснюється різним розміщенням атомів один відносно одного у кристалічних ґратках.

Ви вже знаєте, щов молекулі азоту N₂, за рахунок трьох неспарених електронів кожного з атомів утворюється потрійний з'вязок.йний зв'язок:           

N₂    :N::N:    N=N

Через це молекула азоту дуже міцна. Потрібно витратити велику кількість енергії на руйнування зв'язку, щоб почалася реакція. Тому молекулярний азот, як правило, вступає в хімічну взаємодію за високих температур.

Фосфор хімічно активніший, ніж азот. Хімічна активність фосфору залежить від алотропної форми. Так, найактивніший білий фосфор. Ви знаєте, що він легко окислюється на повітрі і світиться в темряві, може самовільно спалахувати. Червоний фосфор менш активний. Він окислюєтьсмя під час нагрівання. Ще менш активний — чорний фосфор.

У рівняннях хімічних реакцій білий фосфор звичайно позначають формулою Р₄, що відповідає складу його молекули. Червона і чорна алотропні форми фосфору позначаються символом Р. Такий самий символ використовують, коли форма невідома або може бути будь-якою. Це хімічна формула фосфору умовна для всіх його алотропних форм.

Оскільки Нітроген і Фосфор у сполуках можуть виявляти як позитивний, так і негативний ступені окиснення, їхні прості речовини в реакціях можуть бути як окисниками, так і відновниками. Азот і фосфор поводяться як окисники відносно найактивніших металів і водню. При цьому

_{0   +6e   -3              0 +3e -З}
N₂ → 2N          Р → Р

1. Взаємодія з металами. Азот і фосфор під час нагрівання реагують з багатьма металами, утворюючи відповідно нітриди і фосфіди.

3Mg + N₂ = Mg₃N₂

3Mg + 2P = Mg₃P₂

Лише з літієм азот реагує за звичайної температури, утворюючи нітрид літію:

6Li + N₂ = 2Li₃N

2. Взаємодія з неметалами: а) з воднем азот сполучається за наявності каталізатора, високих тиску і температури, утворюючи аміак:

N₂ + ЗН₂ ⇔ 2NH₃,

а фосфор з воднем практично не взаємодіє;

б) з киснем азот сполучається за температури електричної дуги, понад 2000 °С, утворюючи оксид нітрогену (ІІ):

N₂ + 0₂ ⇔ 2NO

Фосфор енергійно взаємодіє з киснем. Якщо його підпалити, він згоряє в кисні сліпучим яскравим полум'ям, утворюючи оксид фосфору(V):  

4Р + 50₂ = 2Р₂0₅

Під час повільного окиснення утворюється оксид фосфору(ІІІ):

4Р + 30₂ = 2Р₂0₃

Застосування. Азот у великих кількостях використовується для добування аміаку і для наповнення електроламп (інертне середовище).

Білий фосфор широкого застосування не має. Його використовують для добування інших алотропних форм, фосфатних кислот, як бойову запалювальну речовину, а також для утворення димових завіс.

Червоний фосфор використовується для виробництві сірників.

У 1831 р. французький винахідник сірників Шарль Соріа почав застосовувати білий фосфор для виготовлення сірникових головок. Такі сірники легко займалися піц час тертя об будь-яку поверхню, але були отруйними, шкідливими для здоров'я і вогненебезпечними. Невдовзі від них відмовились.

Сучасні безпечні сірники винайдено у 1855 р. в Швеції. Білий фосфор замінено червоним. Він входить не до складу головки сірника, а до складу намазки, що наноситься на коробку (разом із сульфідом стибію (III) Sb₂S₃, залізним суриком Fe₂0₃, домішкою кварцу SiO₂ і клею). Головки сірників складаються, головним чином, з бертолетової солі КСl0₃, молотого скла, сірки та клею. Під час тертя головки по намазці сірникової коробки червоний фосфор займається, підпалює головку, а від неї загоряється дерево.

Крім виробництва  cірників, фосфор застосовують у металургії. Використовують його і для виготовлення напівпровідників, фосфорорганічних препаратів — засобів знищення комах — шкідників сільськогосподарських рослин.

Алотропія Карбону і Силіцію.

У природі зустрічаються три алотропні форми Карбону: алмаз, графіт і карбін.

Алмаз (від грец. adamas — непохитний, твердий) — кристалічна речовина, тугоплавка, хімічно малоактивна, діелектрик, практично не проводить електричного струму. Кристалічні ґратки атомні (мал. 10.).

Мал. 10. Кристалічні ґратки. Приклади застосування алмазу

Зустрічаються кристали безбарвні або забарвлені у жовтий, коричневий, рожево-бузковий, зелений, голубий, синій і чорний колір. Кристали можуть бути прозорі і непрозорі, для них характерний сильний блиск.

У кристалі алмазу кожний атом Карбону з'єднується міцними ковалентними зв'язками з чотирма сусідніми атомами. Такою будовою кристалів пояснюється виключна твердість алмазу. Він найтвердіший з усіх відомих речовин. Завдяки твердості алмаз широко використовується для свердління твердих порід, виготовлення шліфувальних дисків, різців, свердел, різання скла (див. мал.10) тощо. Для цього застосовують технічні алмази, тобто такі, що містять різні домішки. 

Чисті алмази — безбарвні прозорі кристали. Їх гранують, шліфують (алмазним   порошком) і виготовляють з них діаманти.  

Прозорі   алмази красивого синього, зеленого, червонуватого кольору надто рідкісні й оцінюються дуже високо. Чим більше граней має кристал, тим краще він «грає». Маса діамантів вимірюється каратами (1 карат = 0,2 г).

Найбільший з будь-коли знайдених на Землі алмазів — це алмаз «Куллінан». Його знайшли у 1905 р. Назву він здобув від імені одного із володарів. До огранювання його розмір був з жіночий кулак і маса 3106 каратів, тобто 621 г. Під час обробки алмаз розкололи за напрямом тріщин, що були у ньому, і вирізали 105 діамантів. Найбільший серед них назвали «Зоряна Африка». Він має форму краплі і масу 530 каратів.

Цікаво, що серед індійських алмазів є славнозвісний «Шах» масою 89 каратів, яким перський уряд, щоб «уласкавити білого царя», розплатився за кров відомого російського дипломата і видатного письменника О. С. Грибоєдова, полеглого від рук розлюченого натовпу перських фанатиків у 1829 р. у Тегерані — столиці Персії.

Розроблено штучне добування алмазів (1954 p., США) з графіту в умовах високих тисків і температур. Як правило, утворюються дрібні кристали. Їх використовують для виготовлення різальних інструментів і як опору для підшипників та інших рухливих частин у точних вимірювальних інструментах. Нині виробляються й синтетичні алмази ювелірної якості. Промисловий синтез алмазів — велике досягнення науки і техніки.

Графіт (від грец. grapho — пишу) — кристалічна речовина, жирна на дотик, сірого або чорного кольору з металічним блиском. Структура графіту шарувата (мал. 11): атоми карбону розміщені шарами, що складаються з шестичленних кілець. У межах одного шару кожний атом Карбону утворює три хімічні зв'язки з трьома сусідніми атомами. Усі атоми Карбону об'єднуються у макромолекули, які являють собою нескінченні шари із шестичленних кілець.

За рахунок четвертих електронів зовнішнього електронного шару кожного атома Карбону, що не беруть участі в утворенні хімічних зв'язків у площині, виникає загальна система хімічного зв'язку, делокалізованого у межах всієї макромолекули. Цим саме і визначається електрична провідність графіту, темно-сірий колір і металічний блиск.

Шари атомів Карбону об'єднуються у кристалічні ґратки за рахунок міжмолекулярних сил.

Всередині шару графіту зв'язки між атомами ковалентні, доволі міцні, а між шарами діють міжмолекулярні сили, доволі слабкі. Тому графіт легко розшаровується на лусочки. Це робить кристали графіту неміцними, а сам мінерал м'яким. Навіть під час слабкого тертя графіту по паперу на ньому залишається сірий слід.

Графіт тугоплавкий (t_пл. = 3800 °С), хімічно дуже стійкий. З нього виготовляють вогнетривкі тиглі, мастила, синтетичні алмази, електроди, обкладки для електролітичних ванн, труби теплообмінників (див. мал. 11). В ядерних реакторах графіт використовують як уповільнювач нейтронів. З графіту роблять грифелі для олівців.

У промисловості, крім природного, використовують штучний графіт. Його добувають з кращих сортів кам'яного вугілля (кокс, антрацит). Процес відбувається в електропечах за температури 2600 — 3000 °С і тиску 250 МПа без доступу повітря.

Карбін — чорна   речовина. Складається з довгих ланцюгів атомів Карбону — С = С — С = С — С = С —, виявляє властивості напівпровідника.

Існують ще так звані вуглецеві матеріали (раніше називали «аморфний вуглець»). До них належать вугілля (кокс, деревне вугілля), технічний вуглець (сажа) та ін. Вони не є самостійними алотропними формами Карбону, як це раніше вважалось, бо мікрокристалічна структура їх така сама, як у графіту, але кристали розміщені безладно.

Сажу використовують як наповнювач для гуми і пластмас, пігмент для друкарської фарби, копіювального паперу, стрічки для друкарських машинок та ін.

Кокс використовують у металургії як паливо і відновник.

Застосування деревного вугілля ґрунтується на його здатності притягувати до своєї поверхні молекули речовин з  навколишнього середовища (вбирання на поверхні). Таке явище називають адсорбцією. Зрозуміло, що чим більша поверхня, тим сильніша адсорбція. Щоб збільшити поверхню вугілля, його активують — обробляють перегрітою водяною парою для видалення з його nop сторонніх домішок і збільшення поруватості. Таке вугілля називають активованим.

Активоване вугілля чудовий адсорбент (вбирник). Саме тому його використовують у промисловості для очищення газів, вловлювання цінних органічних розчинників, виготовлення протигазів, у медицині — для очищення крові і вбирання шкідливих речовин із шлунково-кишкового тракту.

Силіцій як проста речовина має кристалічну будову, крихкий, темно-сірого кольору з металічним блиском. Як хімічний елемент Силіцій на відміну від Карбону існує лише в одній формі, структура якої аналогічна структурі алмазу, оскільки графітоподібна форма дуже нестійка. Але, на відміну від алмазу, Силіцій — напівпровідник. Це пояснюється тим, що деякі ковалентні зв'язки між його атомами легко руйнуються, що зумовлює помітну рухливість електронів у кристалі.

Силіцій використовують в електроніці як напівпровіднк, а також для виготовлення діодів, транзисторів, сонячних батарей, фотоприймачів, детекторів частинок у ядерній фізиці. В металургії силіцій використовують як відновник і для видалення кисню з  розплавлених металів. Силіцій компонент електротехнічних сталей, чавунів, бронзи, силумінів (сплавів з алюмінієм).

Силіцій — другий хімічний елемент після Оксигену за поширенням у природі, його масова частка в земній корі 26,6 %. Але у вільному стані він не зустрічається, тільки у вигляді сполук.

Найпоширенішою сполукою Силіцію є оксид силіцію (IV) Si0₂, або кремнезем. Це — мінерал кварц і багато його різновидів (пісок, гірський кришталь, кремінь, яшма опал, агат, аметист та ін.). Силіцій у вигляді силікатів і алюмосилікатів входить до складу таких мінералів, як азбест, тальк, польовий шпат, каолін, нефелін, слюда тощо. Входить він і до складу рослинних (хвощі, бамбук та, ін.) і тваринних організмів (кістяк, сполучна тканина).

Вуглець виявляє невисоку хімічну активність: більшість реакцій за його участю відбувається лише за високої температури.

Силіцій ще менш активний, ніж вуглець. За низьких температур він навіть хімічно інертний, а під час нагрівання його здатність до реагування різко зростає.

Найголовніша хімічна властивість вуглецю і силіцію — де їхня відновна здатність. У вуглецю вона виражена яскравіше, ніж у силіцію. Вуглець — один з найкращих відновників.

1. Взаємодія  з оксидами  металів. Під час  нагрівання вуглець відновлює метали з їхніх оксидів:

     2е

CuO + С = Cu + CO↑

SnO + C = Sn + CO↑

За наявності вільного доступу повітря при цьому утворюється оксид карбону(IV) С0₂:

2СuО + С = 2Сu + С0₂↑

2SnO + С = 2Sn + C0₂↑

У металургійній практиці, як правило, утворюється суміш газів CO і С0₂.

Такі процеси, що ґрунтуються на відновленні металів з їхніх оксидів вуглецем (коксом), називаються карботермією.

Силіцій також виявляє відновні властивості, але вони виражені значно слабше, ніж у вуглецю. Наприклад, силіцій поводить себе як відновник у процесі виплавляння сталі: за високої температури він відновлює металічне залізо з оксиду феруму(ІІ), що міститься у брухті разом з іншими речовинами (Fe₂0₃ • хН₂0):

2FeO + Si = 2Fe + Si0₂

2Fe₂0₃ + 3Si = 4Fe + 3Si0₂

Метод відновлення металів силіцієм називається силікотермією.

2. Взаємодія з киснем. Вуглець легко горить на повітрі. При цьому виділяється велика кількість теплоти, що свідчить про велику міцність зв'язків у молекулі оксиду карбону (IV), який утворюється:

С + 0₂ = С0₂;     ΔH = -394 кДж.

Продукт реакції горіння вуглецю залежить від температури. За порівняно невисоких температур горіння утворюється діоксид карбону С0₂, а за високих (понад 1000 °С) — поряд з С0₂ утворюється значна кількість оксиду карбону(II) CO:

2С + 0₂ = 2СО

С + С0₂ ⇔2СО

Саме така реакція (поряд з іншими) відбувається під час спалювання коксу, вугілля, бензину за високої температури та нестачі кисню. Тому вихлопні гази автомобільних двигунів, відхідні гази печей за умови поганої тяги, тютюновий дим обов'язково містять чадний газ CO і забруднюють повітря.

Силіцій за звичайних умов хімічно стійкий. Але під час сильного нагрівання (понад 400 °С) порошок силіцію згоряє, утворюючи оксид силіцію(ІV):

Si + 0₂ = Si0₂

При цьому також виділяється велика кількість теплоти, що свідчить про велику міцність зв'язку між атомами Силіцію й Оксигену.

3. Взаємодія з металами. Під час нагрівання вуглець може взаємодіяти з деякими металами, утворюючи карбіди:

Са + 2С = СаС₂

4АІ + ЗС = А1₄С₃

Карбіди — тверді і тугоплавкі речовини.

У цих реакціях вуглець виступає як окисник, що для нього не характерно.

Силіцій також виявляє окисні властивості, але лише відносно деяких металів, наприклад:

2Mg + Si = Mg₂Si,

що для силіцію також не характерно.

4. Взаємодія з воднем. Вуглець може взаємодіяти з воднем. Реакція відбувається під час нагрівання до 500 °С за наявності порошку нікелю як каталізатора:

С + 2Н₂ ⇔ СН₄

Утворюється органічна сполука — метан СН₄ (головна складова частина природного газу).

• Який ступінь окиснення виявляє атом Карбону в молекулі метану СН₄? Як ви гадаєте, окисником чи відновником у даному разі є вуглець. Чому для нього взаємодія з воднем нехарактерна?

Силіцій з воднем безпосередньо не взаємодіє. Його водневу сполуку SіН₄ — силан добувають непрямим способом.

Завдання для самоконтролю
1. Що собою являє озон за звичайних умов? З якою метою він застосовується?
2. Які хімічні властивості характерні для кисню і сірки? Наведіть рівняння відповідних реакцій.
3. Порівняйте взаємодію водню з киснем і сіркою. У чому подібність і відмінність цих реакцій?
4. Напишіть рівняння реакцій сірки з киснем і цинком. Яку роль відіграє сірка в одній і в другій реакціях?
5. Який тип хімічного зв'язку у сполуках Сульфуру з металами?
6. Чому кисень виявляє окисні властивості, а сірка, як окисні, так і відновні?
7. Наведіть кілька прикладів рівнянь реакцій, які засвідчують, що у кисню окисні властивості виявляються сильніше, ніж у
сірки.
8. Якщо 31 г заліза взаємодіє з сіркою за умови, що масова частка використання заліза становить 90 %, то в результаті реакції утворюється сульфід феруму масою
(а) ~ 12 г;                     (в) ~ 44 г;
(б) ~ 22 г;                     (г) ~ 88 г.
9. Маючи аналогічну електронну конфігурацію зовнішнього шару, атоми хімічних елементів Оксигену і Полонію різко відрізняються один від одного за властивостями. Як ви гадаєте, чим це можна пояснити?
10. Якого типу кристалічні гратки в азоту? На підставі яких фізичних властивостей азоту можна про це робити висновок?
11. Доведіть розрахунком, що азот трохи легший за повітря.
12. Обчисліть густину азоту за воднем.
13. Що таке алотропія? Схарактеризуйте найголовніші алотропні форми Фосфору. Розкрийте причину відмінності їхніх властивостей.
14. Як ви гадаєте, чому азот — газ, а фосфор — тверда речовина?
15. Порівняйте алотропію Оксигену і Фосфору. Що тут спільного і в чому відмінність?
16. Розкрийте фізіологічну роль Нітрогену і Фосфору.
17. Запишіть рівняння реакцій, які характеризують хімічні властивості азоту і фосфору. Яка з цих речовин хімічно активніша і чому?
18. На кальцій кількістю речовини 1,5 моль за високої температури подіяли азотом кількістю речовини 1 моль. Які речовини в якій кількості можна виявити після закінчення реакції?
19. Обчисліть, чи вистачить 100 л кисню (н. у.) для спалювання 100 г фосфору.
20. 3 5 т фосфату кальцію, якщо вихід продукту становить 90% від теоретичного, можна добути фосфор масою
(а) 1 т;             (в) 4 т;
(б) 2 т;             (г) 0,4 т.
21. Порівняйте фізичні властивості алмазу і графіту.
22. Як пояснити різку відмінність у фізичних властивостях алмазу і графіту?
23. Що таке активоване вугілля? Чому його рекомендують вживати всередину, якщо виник розлад шлунка?
24. Схарактеризуйте фізичні властивості силіцію. Назвіть галузі його застосування.
25. Як пояснити з погляду електронної теорії структуру атома Силіцію? Чому неметалічні ознаки виявлені у нього меншою мірою, а металічні ознаки — більшою, ніж у елемента Карбону?
26. Силіцій плавиться за температури 1420 °С, а білий фосфор — за 44 °С. Як пояснити таку різку відмінність у температурах плавлення цих простих речовин?
27. Біла глина містить каолін Аl₂0₃ • 2Si0₂ • 2Н₂0 і сторонні домішки, масова частка яких у глині становить 10 %. Обчисліть масову частку Силіцію в глині.
28. Порівняйте хімічні властивості простих речовин — вуглецю і силіцію. Напишіть необхідні рівняння реакцій.
29. Під час спалювання вуглецю масою 187,5 г утворився діоксид карбоїгу об'ємом 336 л (н. у.). Масова частка Карбону у вуглеці становить
(а)  12 %;         (в) 48 %;
(б)  24 %;         (г) 96 %.
30. За певних умов окиснили 120 г вуглецю (тепловий ефект реакції 110,5 кДж/моль) до оксиду карбону (ІІ). Кількість теплоти, що виділилася в результаті реакції, становить
(а)  110, 5 кДж;    (в) 1105 кДж;
(б)  221 кДж;        (г) 2210 кДж.
31. Маса міді, яку можна добути, відновлюючи оксид купруму (ІІ) за допомогою 24 кг вуглецю, враховуючи, що виробничі втрати міді становлять 5 %, дорівнює
(а)   121,6 кг;    (в) 134,4 кг;
(б)   128 кг;       (г) 64 кг.

Н.М. Буринська, Л.П. Величко, Хімія, 10 клас
Вислано читачами з інтернет-сайтів  

Неметали

Прості речовини неметалічних елементів називають неметалами (мал. 3).
Будова. Частина неметалів має атомну будову. Із окремих атомів складаються інертні гази — гелій, неон, аргон, криптон, ксенон і  радон. У графіті, алмазі, силіції, борі, червоному фосфорі всі атоми сполучені один з одним.

Решта неметалів — молекулярні речовини. Вам відомо, що існують неметали, які складаються із двохатомних молекул. (Назвіть ці речовини.) Більшу кількість атомів містять молекули озону О3, білого фосфору Р4, сірки 88. У 1985 р. учені відкрили просту речовину Карбону із 60 атомами в молекулі — С60. Її назва — фулерен. Пізніше було добуто подібні речовини, молекули яких містять 70 і більше атомів Карбону.

Атоми в неметалах сполучені ковалентними неполярними зв'язками — простими, подвійними, потрійними (мал. 4).
Алотропія. Із викладеного вище випливає, що для деяких неметалічних елементів відомо по дві або більше простих речовин.

Явище утворення елементом кількох простих речовин називають алотропією1.
Прості речовини елемента можуть відрізнятися за будовою, кількістю атомів у молекулах, способом їх сполучення. Це впливає на фізичні властивості речовин, а часто і на їх активність у хімічних реакціях.
Для Оксигену існує дві прості речовини — кисень О2 і озон О3 (мал. 5). Озон має запах, є отруйним; його температури плавлення і кипіння вищі, ніж кисню. Він виявляє значно більшу хімічну активність.
Загальна назва простих речовин Карбону — вуглець. Серед них є речовини атомної будови — алмаз і графіт, а також молекулярна речовина фулерен (мал. 6).

Алмаз — безбарвна кристалічна речовина, яка не проводить електричного струму і є найтвердішою серед природних речовин. В алмазі кожний атом Карбону сполучений простими ковалентними зв'язками із чотирма іншими (мал. 6, а).

Графіт — темно-сіра речовина зі слабким металевим блиском, електропровідна і тугоплавка. Графіт має шарувату будову (мал. 6, б). Зв'язки між атомами реалізуються лише в шарі, який нагадує бджолиний стільник. Кожний атом Карбону сполучений із трьома іншими атомами простими ковалентними зв'язками за рахунок трьох валентних електронів. Четвертий електрон переходить від одного атома до іншого в шарі. Такі електрони зумовлюють електропровідність графіту. Завдяки шаруватій будові графіт досить м'який. Коли ми пишемо олівцем, шари атомів легко відокремлюються один від одного і залишаються на папері.

Молекула фулерену С60 нагадує футбольний м'яч, зшитий із 20 шестикутників і 12 п'ятикутників (мал. 6, в).
Поширеність у природі. Вам відомо, що азот і кисень — основні складові повітря. Воно містить також невеликі кількості інертних газів, серед яких найбільше аргону. У верхніх шарах атмосфери переважають найлегші гази — водень і гелій.

У повітрі є й озон. Він зосереджений у шарі атмосфери, нижня межа якого проходить на висоті приблизно 20 км, а верхня — 25 км. Це так званий озоновий шар. Об'ємна частка озону в ньому не перевищує 0,0003 %. Якби можна було зібрати в атмосфері весь озон разом, то його шар був би завтовшки всього 2—3 мм.
Озон утворюється із кисню під впливом космічної радіації або електричних розрядів (коли виникає блискавка)1: 3О2 = 2О3.

Він є нестійким і швидко перетворюється на кисень, поглинаючи при цьому частину ультрафіолетових променів сонячного світла (мал. 7), шкідливих для живих організмів. Отже, розкладаючись, озон захищає людину, тварин, рослини.

У природі процеси утворення і розкладу озону компенсують один одного. Проте останнім часом учені виявляють періодичне руйнування озонового шару, фіксують появу в атмосфері озонових «дірок». Однією з причин цього явища є хімічні реакції між озоном і речовинами промислового походження. Нині у світі здійснюють заходи, спрямовані на збереження озонового шару в атмосфері.

У літосфері трапляються три прості речовини — сірка, графіт і алмаз. В Україні є поклади сірки (у Львівській, Івано-Франківській і Тернопільській областях) і графіту (у Кіровоградській і Запорізькій областях).

Вугілля нерідко приймають за просту речовину Карбону. Проте у ньому крім атомів Карбону є атоми інших елементів.

Реакціі з металами. Більшість реакцій неметалів з металами відбувається досить швидко, із виділенням теплоти, а іноді з'являється полум'я.

Реакції з воднем. Гідроген — один із найменш електронегативних неметалічних елементів. Тому в реакціях водню з неметалами атоми Гідрогену, як правило, віддають електрони і виконують роль відновників, а атоми інших неметалічних елементів приєднують електрони, тобто є окисниками.

Чим електронегативніший елемент, тим активніше його проста речовина реагує з воднем. Яскравий приклад цієї закономірності — взаємодія галогенів із воднем. Загальне рівняння такої реакції:

Е2 + Н2 = 2НЕ.

Фтор реагує з воднем із вибухом, хлор — із таким самим ефектом, але при освітленні (у темряві хлор і водень не взаємодіють). Реакції брому і йоду з воднем відбуваються лише при нагріванні й не приводять до повного витрачання речовин.

Реакції з киснем. Роль кисню в реакціях із неметалами протилежна щойно розглянутій ролі водню. Атоми Оксигену є окисниками й відновлюються, атоми іншого неметалічного елемента — відновниками й окиснюються. Чим менш електронегативний елемент, тим активніше його проста речовина взаємодіє з киснем. З іншого боку, галогени — фтор, хлор, бром і йод — із киснем не реагують.

Чимало неметалів здатні горіти у кисні (або на повітрі). Продуктами таких реакцій є оксиди.

Застосування. Більшість неметалів є важливими для практики. Про галузі використання кисню ви довідались у 7 класі. Озон і хлор з огляду на їх бактерицидні властивості застосовують для знезараження води. Крім того, хлор є вихідною речовиною у виробництві хлорного вапна, органічних розчинників, засобів захисту рослин від хвороб і шкідників тощо. Обробляючи прозорі алмази, виготовляють діаманти. Алмазний порошок використовують у шліфувальних і різальних інструментах (мал. 8). Завдяки шаруватій будові графіт слугує змащувальним матеріалом, а його електропровідність дає змогу виготовляти електричні контакти й електроди. Стержні із графіту застосовують у ядерних реакторах. Водень є сировиною для хімічної і нафтопереробної промисловості. Силіцій як напівпровідник використовують в електронній техніці, сонячних батареях (мал. 9), різноманітних приладах. Хімічно пасивним газом азотом наповнюють колби електричних ламп. Із азоту і водню добувають амоніак, а з нього — нітратну кислоту, добрива. Азот, аргон і гелій використовують у техніці й наукових дослідженнях як інертне газове середовище для запобігання окисненню речовин киснем повітря.

Висновки

Неметали — прості речовини неметалічних елементів.
Деякі неметалічні елементи утворюють по кілька простих речовин. Таке явище називають алотропією.
Неметали мають атомну або молекулярну будову. Для них характерні невисокі температури плавлення і кипіння, нездатність проводити електричний струм.
Неметали вступають у реакції з металами, воднем, киснем і переважно є окисниками.
Більшість неметалів використовують у техніці, хімічній промисловості.

П.П. Попель, Л.С. Крикля. Хімія, 10 клас
Надіслано читачами інтернет-сайту

Прості речовини неметали. Явище алотропії
Назви і формули неметалів. Прості речовини, утворені атомами неметалічних елементів, мають загальну назву неметали. За сучасною українською хімічною номенклатурою назви неметалів пишуть з малої літери. Вони не завжди збігаються з назвами відповідних їм неметалічних елементів. Молекули неметалів можуть складатися з різної кількості атомів. Дізнайтеся про це більше, опрацювавши таблицю 2.

Ви, напевно, звернули увагу, що для Оксигену в таблиці 2 зазначено не одну, а дві прості речовини, а для Карбону — три. Таке явище дістало назву алотропія, а речовини — алотропні видозміни.

Алотропія — явище існування одного й того самого хімічного елемента у вигляді кількох простих речовин, що відрізняються між собою будовою та властивостями. Алотропні видозміни — це прості речовини, утворені одним хімічним елементом.

Алотропні видозміни Оксигену. Кисень і озон відомі вам з уроків природознавства та хімії в основній школі. Порівняємо склад і властивості цих простих речовин (табл. 3).

Вища, аніж у кисню, хімічна активність озону проявляється в тому, що деякі речовини (наприклад, фосфор, етанол) в озоні самозаймаються, каучук з еластичного стає крихким, кольорові барвники знебарвлюються. Причиною є те, що молекули озону нестійкі й легко розкладаються:
2Оз = 3О₂

Однак спочатку з однієї молекули озону утворюється одна молекула кисню та атомарний Оксиген. Він енергійніше реагує з речовинами, аніж кисень, чим пояснюється більша, порівняно з киснем, хімічна активність озону.
Як бачимо, незважаючи на те, що кисень та озон утворені атомами одного й того самого хімічного елемента, — це дві різні прості речовини.

Наявність в Оксигену алотропних видозмін кисню та озону зумовлена різною кількістю атомів у молекулі.
Кисень — досить поширена в природі речовина. Достатньо пригадати, що повітря на 1/5 складається з нього. Ця алотропна видозміна Оксигену відіграє важливу роль у процесах дихання, горіння, обміну речовин та енергії, виробництві металів тощо.

Порівняно з киснем озону в природі значно менше. Якщо уявно стиснути під атмосферним тиском і рівномірно розташувати навколо Землі кисень, що є в атмосфері, та озон з озонового шару нашої планети, то товщина кисневого шару дорівнювала б майже 8 км, тоді як озонового — лише 3 мм. Невеликі порції озону утворюються з кисню повітря під час грози, у результаті окиснення речовин смоли хвойних дерев. Тому повітря після грози та у хвойному лісі має особливий запах свіжості.

Озоновий шар і його значення. Унікальний озоновий шар знаходиться від поверхні Землі на висоті приблизно від 20 до 40 км. Походження цього шару пов'язане з тим, що у верхніх шарах атмосфери під впливом ультрафіолетового випромінювання Сонця кисень перетворюється на озон:
3О₂ = 2О₃

Цю реакцію нескладно провести і в лабораторних умовах у приладі, зображеному на рисунку 5.

Завдяки наявності озонового шару поглинаються промені, небезпечні для здоров'я людини й усього живого. Тобто алотропна видозміна Оксигену озон стає своєрідним фільтром, що затримує ультрафіолетове й електромагнітне випромінювання Сонця.

Озон — це природний надійний захисник усього живого на нашій планеті від згубної дії шкідливого сонячного випромінювання.

Нині на товщину озонового шару негативно впливає господарська діяльність людини. Зважаючи на це, у науці з'явилася гіпотеза про руйнування озонового шару, суть якої полягає в тому, що через викиди в атмосферу шкідливих речовин, зокрема фреону — органічної сполуки, що міститься в аерозольних упаковках, охолоджувальних системах холодильників тощо, озоновий шар тоншає, у ньому утворюються так звані озонові дірки. Як наслідок — захисна дія шару погіршується.

Уперше виявивши в 1985 р. озонову дірку великих розмірів над Антарктидою, учені забили на сполох. У 1987 р. з метою збереження озонового шару шляхом зняття з виробництва речовин, що його руйнують, був прийнятий Монреальський протокол, до якого приєднався й СРСР. У 1991 р. Україна підтвердила свою правонаступ-ність цьому рішенню.

Алотропні видозміни Карбону. Поширеними природними алотропними видозмінами Карбону є алмаз (рис. 6а) і графіт (рис. 7а). Ці речовини відрізняються між собою розміщенням атомів у вузлах кристалічних ґраток.
В алмазі щодо будь-якого атома Карбону чотири сусідніх атоми розташовані в кутах правильного тетраедра (рис. 6б). Завдяки такому розташуванню атомів Карбону всі зв'язки рівноцінні, а відстані між атомами — однакові. Така будова кристалічної ґратки алмазу забезпечує його високу твердість, він є найтвердішою природною речовиною. Алмаз прозорий, безбарвний, не проводить електричного струму, дуже добре заломлює світло. Алмази використовують для різання скла, буріння гірських порід (алмазні різці, свердла, шліфувальні круги), для різання і шліфування металів. Спеціально оброблений алмаз називають діамантом, він високо цінується серед ювелірних прикрас.

У кристалічній ґратці графіту атоми Карбону розташовані окремими шарами. У межах одного шару атоми Карбону об'єднані в шестиатомні кільця (рис. 7 б).

Зв'язки в межах одного шару набагато сильніші, аніж з атомами сусіднього шару, до того ж відстань між шарами майже в 2,5 раза більша порівняно з відстанями між атомами в межах одного шару. Завдяки такій будові кристалічної ґратки графіт легко розщеплюється на лусочки й при незначному натисканні на олівець графітовий стержень залишає напис.

Графіт непрозорий, сірого кольору, з металічним блиском, масний на дотик і досить м'який. На відміну від алмазу він проводить електричний струм і тепло. Як м'яку речовину, графітовий порошок використовують для змащування рухомих частин машин і механізмів, щоб зменшити силу тертя. Завдяки електропровідності його використовують у хімічній промисловості як матеріал для електродів, а завдяки теплопровідності — у теплообмінниках.
Отже, через різну будову кристалічних ґраток алмаз і графіт проявляють відмінні фізичні властивості.
Наявність у Карбону алотропних видозмін графіту й алмазу зумовлена різним розташуванням атомів у кристалічних ґратках.

У природі вільний Карбон трапляється здебільшого у вигляді графіту й дуже рідко — у вигляді окремих кристалів алмазу. Нині налагоджено промислове виробництво синтетичних алмазів. У м. Києві функціонує Інститут надтвердих матеріалів імені В. М. Бакуля. Вчені цього інституту в 1961 р. вперше здійснили синтез штучних алмазів із графіту. Пріоритетними розробками інституту є одержання великих за розмірами монокристалів синтетичних алмазів, шліфувальних порошків із синтетичних алмазів, надтвердих матеріалів для виготовлення надміцних інструментів, які використовують при різанні та бурінні тощо. Інструменти, виготовлені зі штучних алмазів, не поступаються виготовленим із природних алмазів, проте вони набагато дешевші.
Так званий аморфний вуглець (сажа, деревне вугілля) не належить до самостійних алотропних видозмін Карбону, а є дуже дрібними різнозорієнтованими кристаликами графіту.

Ще одну алотропну видозміну Карбону карбін спочатку добули синтетичним способом, а потім виявили в природі у вигляді прожилок і вкраплень у графіті. Атоми Карбону в карбіні сполучені в прямолінійні карбон-карбонові ланцюги =С=С=С= або -С=С-С=С-, розташовані паралельно один до одного.

Карбін має напівпровідникові властивості, які посилюються під дією світла. На цій властивості базується його практичне застосування у фотоелементах.

Загальні фізичні властивості неметалів. За нормальних умов неметали водень Н2, фтор Р2, хлор СІ2, кисень 02, озон О3, азот N та інертні гази (гелій Не, неон аргон Аг, криптон Кг, ксенон Хе, радон Кп) перебувають у газоподібному агрегатному стані, бром Вг2 — рідина, а решта неметалів — тверді речовини.

Неметали відрізняються за кольором. Так, водень, кисень, азот — безбарвні гази; фтор — блідо-жовтий, а хлор — жовто-зелений отруйний газ з різким специфічним запахом; бром — темно-червона рідина, жовто-бурі пари якої мають різкий, подразливий запах, а при потраплянні на шкіру викликають сильні опіки. Фосфор червоний — тверда речовина червоного кольору, фосфор білий — тверда речовина білого кольору. Сірка — тверда речовина жовтого кольору. Йод — тверда чорно-фіолетова речовина з металічним блиском (рис. 8).

Оскільки неметали мають різні агрегатні стани, то й температури їх плавлення та кипіння перебувають у широких межах. Газоподібні неметали (водень, кисень, азот) за нормальних умов киплять при низьких температурах (майже -200 °С). Тверда речовина йод при нагріванні сублімується — відразу переходить із твердого стану в газоподібний. Для того щоб розплавити сірку, достатньо температури спиртівки чи сухого пального, тоді як одна з алотропних видозмін Карбону — алмаз — має температуру плавлення понад +3000 °С.

Більшість неметалів не проводять електричний струм, тобто є діелектриками. Кремній — напівпровідник, а графіт — провідник електричного струму. Неметали погано проводять тепло, крихкі, розчинність у воді не є їхньою характерною загальною властивістю. Проте багато з них добре розчинні в органічних розчинниках. Найкращу розчинність у воді мають галогени. Розчин брому у воді відомий вам під назвою бромна вода.
Чимало газоподібних неметалів легші за повітря.

О. Г. Ярошенко, Хімія, 10 клас
Надаслано читачами інтернет-сайтів

_{Збірка конспектів уроків по всім класами, домашня робота, скачати реферати з хімії, книги та підручники згідно каленадарного плануванння з хімії для 10 класу}

Зміст уроку
 конспект уроку і опорний каркас                      
 презентація уроку 
 акселеративні методи та інтерактивні технології
 закриті вправи (тільки для використання вчителями)
 оцінювання 

Практика
 задачі та вправи,самоперевірка 
 практикуми, лабораторні, кейси
 рівень складності задач: звичайний, високий, олімпійський
 домашнє завдання 

Ілюстрації
 ілюстрації: відеокліпи, аудіо, фотографії, графіки, таблиці, комікси, мультимедіа
 реферати
 фішки для допитливих
 шпаргалки
 гумор, притчі, приколи, приказки, кросворди, цитати

Доповнення
 зовнішнє незалежне тестування (ЗНТ)
 підручники основні і допоміжні 
 тематичні свята, девізи 
 статті 
 національні особливості
 словник термінів                          
 інше 

Тільки для вчителів
 ідеальні уроки 
 календарний план на рік 
 методичні рекомендації 
 програми
 обговорення

Если у вас есть исправления или предложения к данному уроку, напишите нам.

Если вы хотите увидеть другие корректировки и пожелания к урокам, смотрите здесь - Образовательный форум.