Общая характеристика подгруппы галогенов

Общие свойства неметаллов

Для неметаллов характерно свойство присоединять электроны, проявлять окислительные свойства. Наиболее они выражены у элементов VIи VIIгрупп. Самый сильный окислитель – фтор.

Окислительные свойства неметаллов возрастают в последовательности:

Фторникогда не проявляет восстановительных свойств. Другие неметаллы и вещества, им соответствующие, могут проявлять восстановительные свойства, но они слабее, чем у металлов.

Восстановительная способность неметаллов увеличивается от кислорода к кремнию в ряду:

Азот при высоких температурах вступает в реакцию с кислородом, выказывая восстановительные свойства:

Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:

S + O2 = SO2 – окислительные свойства серы;

S + H2 = H2S – восстановительные свойства серы.

В нормальных условиях неметаллы:

1) газы (водород, фтор, хлор, кислород, азот и благородные газы);

2) жидкость (бром);

3) твердые вещества (все остальные).

С водородом образуют летучие соединения – газы и жидкости.

С кислородом образуют кислотные оксиды.

Атомы инертных газов содержат на внешнем уровне по 8 электронов (у гелия – 2). До середины XXвека считалось, что такие атомы не способны ни отдавать электроны, ни принимать их, ни образовывать общие электронные пары. В 1962 г.был получен тетрафторид ксенона XeF4, первое химическое соединение инертного газа.

Общая характеристика подгруппы галогенов

Галогены– элементы VII группы – фтор, хлор, бром, йод, астат (астат мало изучен в связи с его радиоактивностью). Галогены – ярко выраженные неметаллы. Лишь йод в редких случаях обнаруживает некоторые свойства, схожие с металлами.

В невозбужденном состоянии атомы галогенов имеют общие электронную конфигурацию:ns2np5. Это значит, что галогены имеют 7 валентных электронов, кроме фтора.

Физические свойства галогенов:F₂ – бесцветный, трудно сжижающийся газ; Cl₂ – желто-зеленый, легко сжижающийся газ с резким удушливым запахом; Br₂ – жидкость красно-бурого цвета; I₂ – кристаллическое вещество фиолетового цвета.

Водные растворы галогеноводородов образуют кислоты. НF – фтороводородная (плавиковая); НCl – хлороводородная (соляная); НBr – бромоводородная; НI – йодоводородная. Силы кислот сверху вниз дородных кислот, а йодоводородная – самой сильной.

Все галогены в свободном состоянии – окислители. Сила их как окислителей снижается от фтора к йоду. Фтор – самый сильный окислитель. Любой вышестоящий свободный галоген вытеснит нижестоящий, находящийся в состоянии отрицательного однозарядного иона в растворе.

Кислород и его свойства

Кислород (О)стоит в 1 периоде, VI группе, в главной подгруппе. р-элемент. Число электронов на внешнем уровне – 6. Кислород может принять 2 электрона и в редких случаях отдать. Валентность кислорода 2, степень окисления -2.

Физические свойства:кислород (О2)– бесцветный газ, без запаха и вкуса; в воде малорастворим, немного тяжелее воздуха. При -183 °C и 101,325 Па кислород сжижается, приобретая голубоватый цвет. Строение молекулы:молекула кислорода двухатомна, в обычных условиях прочная, обладает магнитными свойствами. Связь в молекуле ковалентная неполярная. Кислород имеет аллотропную модификацию – озон(О₃) –более сильный окислитель, чем кислород.

Химические свойства:до завершения энергетического уровня кислороду нужно 2 электрона, которые он принимает проявляя степень окисления -2, но в соединении со фтором кислород ОF₂ - +2 и О₂F₂ - +1. Благодаря химической активности кислород взаимодействует почти со всеми простыми веществами. С металлами образует оксиды и пероксиды:

Кислород не реагирует только с платиной. При повышенных и высоких температурах реагирует со многими неметаллами

Непосредственно кислород не взаимодействует с галогенами. Кислород реагирует со многими сложными веществами:

Кислороду характерны реакции горения. В кислороде горят многие органические вещества.

Применение:используется в химической, металлургической промышленности, в медицине.

Сера и ее свойства

Сера (S)в природе встречается в соединениях и свободном виде. Существует несколько известных аллотропных модификаций серы:

1) циклическая форма;

2) моноклинная форма;

3) кристаллическая ромбическая форма.

Сера находится в VI группе третьего периода периодической системы. Имеет на внешнем электронном слое атома шесть электронов.

Проявляет степень окисления от -2 до +6.

Сера не растворима в воде, но растворима в органических растворителях. Сера– неметалл с типичными для него свойствами. Взаимодействует со многими металлами непосредственно (медью, железом, цинком), выделяя при этом теплоту. Среди металлов лишь золото, платина и рутений не вступают в реакцию с серой. Взаимодействует также с большинством неметаллов, за исключением азота и йода.

Сера используется в большом количестве в народном хозяйстве. Серу используют для получения резины – при помощи серы происходит ее затвердевание (вулканизация).

Каучук с высоким содержанием серы называется эбонит, являющийся качественным электрическим изолятором. Для уничтожения некоторых сельскохозяйственных вредителей серу применяют в виде серного цвета. Серу используют для приготовления спичек, синей краски (ультрамарина), сероуглерода, серной кислоты.

Химические свойства.

1. Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Окислительно-восстановительные реакции требуют нагревания, а продуктом реакции в основном является SO₂.

2. С металлами вступает в реакцию по-разному в зависимости от концентрации. Разбавленная серная кислота взаимодействует со всеми металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода. Концентрированная серная кислота окисляет все металлы, стоящие в ряду напряжений, и серебро в том числе, кроме золота и платины.

3. Разбавленная серная кислота взаимодействует с основаниями, основными и амфотерными оксидами, солями.

Серная кислота образует два вида солей:средние (сульфаты) и кислые (гидросульфаты).

Применение:серная кислота относится к главным продуктам химической промышленности. Ее используют для изготовления фосфорных и азотных удобрений, искусственных волокон, моющих средств, взрывчатых веществ, лекарственных препаратов. С ее помощью получают другие кислоты, сульфаты, очищают нефтепродукты, применяют как электролит в свинцовых аккумуляторах, подготавливают поверхность металлов для гальванических покрытий. Различные сульфаты широко применяются в медицине. Гипс СаSO₄ *0,5 Н₂ О служит для наложения фиксирующих повязок при переломах костей. Сульфат бария применяют при рентгеноскопии желудка. Сульфат магния (магнезия) используется для понижения давления.

Азот

Содержание в воздухе – 78%.

Физические свойства. Азот - газ без цвета и запаха, немного легче воздуха, плохо растворим в воде.

Химические свойства. Реагирует с металлами, некоторыми неметаллами ( при высокой температуре).

Применение. Азот используют для производства аммиака, азотной кислоты и удобрений; для создания инертной атмосферы при проведении химических реакций, в медицине.

Аммиак

Физические свойства:аммиак (NH₃)– бесцветный газ с резким запахом, растворим в воде, в 2 раза легче воздуха; при охлаждении до -33,4 °C и нормальном давлении превращается в прозрачную жидкость, при 77,8 °C затвердевает. Раствор NH₃ в воде – аммиачная вода или нашатырный спирт. Медицинский нашатырный спирт – 10 %.

Химические свойства:

1) водный раствор аммиака имеет слабощелочную реакцию.

2) NH₃ взаимодействует с кислотами:

3) аммиак – сильный восстановитель.

4) в кислороде NH₃ горит желтым пламенем: 4NH₃ + 3О₂ = 2N₂+ 6Н₂ О;

5) кислородом воздуха NH₃ окисляется в присутствии катализаторов:

Соли аммония

Соли аммония– сложные вещества, включающие катионы аммония NH₄ ⁺ и кислотные остатки.

Физические свойства:соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства:аммоний обладает свойствами металла, поэтому строение его солей подобно солям щелочных металлов. В свободном виде аммоний не существует, т. к. он химически нестоек и мгновенно разлагается на аммиак и водород.

Соли аммония имеют ионную решетку и обладают всеми свойствами типичных солей:

Применение:соли аммония широко применяются на практике: сульфат аммония – (NH₄)₂SO₄, нитрат аммония – NH4₄NO₃, дигидрофосфат аммония – NH₄Н₂РO₄ и гидрофосфат аммония – (NH₄)₂НРO₄ используются в качестве минерального удобрения. В медицине используется хлорид аммония (NH₄Cl) – нашатырь, применяется как мочегонное средство.

Оксиды азота

С кислородом Nобразует оксиды: N₂O, NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₅. Оксид азота I – N₂O –закись азота, «веселящий газ». Физические свойства:бесцветный, со сладковатым запахом, растворим в воде. Анестезирующее средство.

Оксид азота (II) NO –окись азота. Физические свойства:бесцветный газ, плохо растворим в воде.

Оксид азота (III) N₂0₃. Физические свойства:темно-синяя жидкость (при низких t).

Оксид азота (IV)– NO₂. Физические свойства:ядовитый газ бурого цвета с резким запахом.

Оксид азота (V) – N₂O₅. Физические свойства:малостойкое белое кристаллическое вещество. Сильный окислитель.

Азотная кислота

Азотная кислота– бесцветная, «дымящаяся» на воздухе жидкость с едким запахом. Химическая формула HNO₃.

Физические свойства.При температуре 42 °C застывает в виде белых кристаллов. Безводная азотная кислота закипает при атмосферном давлении и 86 °C. С водой смешивается в произвольных соотношениях.

Под воздействием света концентрированная HNO₃ разлагается на оксиды азота:

HNO₃ хранят в прохладном и темном месте. Валентность азота в ней – 4, степень окисления – +5.

HNO₃ – сильная кислота. В растворах полностью распадается на ионы. Взаимодействует с основными оксидами и основаниями, с солями более слабых кислот. HNO₃ обладает сильной окислительной способностью. 1) концентрированная и разбавленная HN0₃ взаимодействует с металлами.

2) с неметаллами HNO₃ реагирует, восстанавливая их до соответствующих кислот, а сама восстанавливается до оксидов.

3) вступает во взаимодействие со многими органическими соединениями –

Используют азотную кислоту в органическом синтезе для получения нитропроизводных (нитроглицерина), серной кислоты, азотных удобрений.

Соли азотной кислоты – нитраты. Применяют в пищевой промышленности (KNO₃, NaNO₃), в качестве удобрений.

Фосфор

Фосфор(Р)находится в 3-м периоде, в V группе, главной подгруппы периодической системы Д.И. Менделеева. Порядковый номер 15, заряд ядра +15, Аr = 30,9738 а.е.м., имеет 3 энергетических уровня, на энергетической оболочке 15 электронов, из них 5 валентных. Валентность фосфора – III, V. Наиболее характерная степень окисления +5 и -3. Фосфор может проявлять и окислительные и восстановительные свойства: принимать и отдавать электроны.

Физические свойства: фосфор образует три аллотропных модификации: белый, красный и черный. Каждая модификация имеет свою температуру плавления и замерзания. Белый фосфор применяется для изготовления боеприпасов артиллерийских снарядов, авиабомб, предназначенных для образования дымовых завес.Красныйидет на изготовление спичек. Также красный фосфор применяется в приготовлении фармацевтических препаратов.

Химические свойства.Фосфор образует соединения с неметаллами, непосредственно соединяется со всеми галогенами, при взаимодействии с металлами фосфор образует фосфиды.

Соединяясь с водородом, образует газ фосфин: Р₄ + 6Н₂ = 4РН₃.

Велико биологическое значение фосфора. Фосфор входит в состав некоторых растительных и животных белков: белок молока, крови, мозговой и нервной ткани. Большое его количество содержится в костях позвоночных животных в виде соединений: 3Са₃(РO₄)₂. Фосфор является обязательным компонентом нуклеиновых кислот, играя роль в передачи наследственной информации. Фосфор содержится в зубной эмали, в тканях в форме лецитина – соединения жиров с фосфорноглицериновыми эфирами.

Фосфорные кислоты.

Фосфорному ангидриду соответствует несколько кислот. Главная из них –ортофосфорная кислота H₃PO₄. Фосфорная кислота обезвоженная представлена в виде бесцветных прозрачных кристаллов, имеющих температуру плавления 42,35 °C и хорошо растворяющихся в воде.

Образует три вида солей: 1) средние соли – ортофосфаты; 2) кислые соли с одним атомом водорода; 3) кислые соли с двумя атомами водорода.

Применение:ортофосфорную кислоту используют при производстве удобрений, химических реактивов, органических соединений, для приготовления защитных покрытий на металлах. Фосфаты используют в производстве эмалей и фармацевтике. Метафосфаты входят в состав моющих средств. Некоторые органические соединения в качестве лекарственных средств применяются в форме солей фосфорной кислоты (кодеина фосфат). Лекарственные средства, содержащие фосфор, применяют при онкологических заболеваниях и глаукоме (гексафосфамид).

Углерод и его свойства

Углерод (С)– типичный неметалл; в периодической системе находится в 2-м периоде IV группе, главной подгруппе. Порядковый номер 6, Ar = 12,011 а.е.м., заряд ядра +6.Физические свойства:углерод образует множество аллотропных модификаций: алмаз– одно из самых твердых веществ, графит, уголь, сажа.

Химические свойства: На электронной оболочке атома – 6 электронов; на внешнем валентном уровне – 4 электрона. Наиболее характерные степени окисления: +4, +2 – в неорганических соединениях, – 4, -2 – в органических. При низких температурах углерод инертен, но при нагревании его активность возрастает. Углерод – хороший восстановитель, но соединяясь с металлами и образуя карбиды, он выступает окислителем:

Углерод (кокс) вступает в реакции с оксидами металлов. Таким образом выплавляют металл из руды. При очень высоких температурах углерод реагирует со многими неметаллами. Огромное количество органических соединений он образует с водородом – углеводороды. В присутствии никеля (Ni) углерод, реагируя с водородом, образует предельный углеводород – метан: С + Н₂ = СН₄.

Нахождение в природе:свободный углерод встречается в виде алмаза и графита. В виде соединений углерод находится в составе минералов: мела, мрамора, известняка – СаСО₃, доломита – MgCO₃, CaCO₃; гидрокарбонатов – Mg(НCO₃)₂ и Са(НCO₃)₂, СО₂ входит в состав воздуха; углерод является главной составной частью природных органических соединений – газа, нефти, каменного угля, торфа, входит в состав органических веществ, белков, жиров, углеводов, аминокислот, входящих в состав живых организмов.

Кремний и его свойства

Кремний (Si) –стоит в 3 периоде, IV группе главной подгруппы периодической системы.

Физические свойства:кремний существует в двух модификациях: аморфной и кристаллической.

Химические свойства: Кремний – неметалл. На внешнем энергетическом уровне кремний имеет 4 электрона, что обуславливает его степени окисления: +4, -4, -2. Валентность – 2, 4. Аморфный кремний обладает большей реакционной способностью, чем кристаллический. При обычных условиях он взаимодействует со фтором: Si + 2F₂ = SiF₄.

При 1000 °C Si реагирует с неметаллами: с CL₂, N₂, C, S.

По отношению к металлам ведет себя по-разному: в расплавленных Zn, Al, Sn, Pb он хорошо растворяется, но не реагирует с ними; с другими расплавами металлов – с Mg, Cu, Fe кремний взаимодействует с образованием силицидов: Si + 2Mg = Mg₄Si. Кремний горит в кислороде:

Si + O₂ = SiO₂ (песок).

Диоксид кремния или кремнезем– стойкое соединение Si, широко распространен в природе. Реагирует со сплавлением его с щелочами, основными оксидами, образуя соли кремниевой кислоты – силикаты

Кремний образует кислоты: Н₂SiO₃ – метакремниевая кислота; Н₂Si₂O₅ – двуметакремниевая кислота.

Силикаты– соли кремниевой кислоты. Силикаты распространены в природе, земная кора состоит в большинстве из кремнезема и силикатов (полевые шпаты, слюда, глина, тальк и др.). Гранит, базальт и другие горные породы имеют в своем составе силикаты. Изумруд, топаз, аквамарин – кристаллы силикатов. Растворимы только силикаты натрия и калия, остальные – нерастворимы. Растворимое стекло– силикаты натрия и калия. Жидкое стекло– водные растворы силикатов калия и натрия. Его используют для изготовления кислотоупорного цемента и бетона, керосинонепроницаемых штукатурок, огнезащитных красок. Алюмосиликаты– силикаты, содержащие алюминий (полевой шпат, слюда). Полевые шпатысостоят помимо оксидов кремния и алюминия из оксидов калия, натрия, кальция.

Слюдыимеют в своем составе, кроме кремния и алюминия, еще водород, натрий или калий, реже – кальций, магний, железо.

Граниты и гнейсы (горные породы)– состоят из кварца, полевого шпата и слюды. Горные породы и минералы, находясь на поверхности Земли, вступают во взаимодействие с водой и воздухом, что вызывает их изменение и разрушение. Этот процесс называется выветриванием.

Применение:силикатные породы (гранит) используют как строительный материал, силикаты – в качестве сырья при производстве цемента, стекла, керамики, наполнителей; слюду и асбест – как электро– и термоизоляцию.

В фармации применяются кремнийорганические соединения в качестве основы мазей.

Общие свойства металлов.

Натрий и калий

Натрий и калий –щелочные металлы, стоят в 1 группе главной подгруппы.

Физические свойства: схожи по физическим свойствам: легкие серебристо-белые мягкие металлы, с невысокими температурами плавления и кипения, малой плотностью.

Из солей наибольшее значение имеет хлорид натрия – NaCl– поваренная соль. Это необходимая составная часть пищи, консервант, сырье для химической промышленности. Из него получают гидроксид натрия, питьевую соду (NaHCO₃), соду (Na₂CO₃) и многие другие соединения натрия. Na₂S₂O₃.Н О– тиосульфат натрия, соответствующий тиосерной кислоте Н₂S₂ O₃,применяется в фотографии, для фиксации проявленных бумаг. Na₂SO₄.10H₂O – десятиводный сульфат натрия, глауберова соль, используется в сульфатном способе получения соды и в производстве стекла. Na₂CO₃.10H₂O– карбонат натрия или кальцинированная сода применяется в стекольной, мыловаренной, целлюлозно-бумажной, текстильной, нефтяной, химической промышленностях, а также в быту. NaNO₃ – нитрат натрия, натриевая или чилийская селитра – используется как минеральное удобрение. Соли калия – необходимые минеральные удобрения. Na₂SiO₃– силикат натрия – используется в производстве стекла. Соли калия выделяются из раствора в основном без кристаллизационной воды. К₂CO₃ –карбонат калия или поташ– используется в производстве мыла, в производстве тугоплавкого стекла, в фотографии. КNO₃ –карбонат калия или калиевая селитра – применяется при изготовлении черного пороха. КCl– хлорид калия – применяется в качестве удобрения.

Кальций

Кальций (Са) –химический элемент 2-й группы периодической системы, является щелочноземельным элементом, имеет степень окисления +2. Содержание в земной коре составляет 3,38 %.

Общие свойства.Кальций – серебристо-белый металл. На воздухе, имеющем пары воды, кальций быстро образует оксид СаОи гидроксид Са (ОН)₂. Вступает в реакцию с кислородом, образуя СаО; при повышении температуры в кислороде и на воздухе воспламеняется. Из воды вытесняет водород Н₂, при этом образуется Са(ОН)₂, в холодной воде скорость реакции уменьшается. Взаимодействует с галогенами, образуя СаХ₂. дает гидрид СаН₂, в котором водород является анионом. Кальций, нагреваемый в атмосфере азота, загорается и образует нитрид Ca₂N₂. С углеродом образует кальция карбид СаС₂.

Применение. Кальций используют при металлотермическом получении U, Th, Ti, Z r, Cs, Rb и некоторых лантаноидов, для удаления примесей кислорода, азота, серы, фосфора из сплавов, обезвоживания органических жидкостей, очистки Аr от примеси N₂. Используются и соединения кальция, например, в качестве вяжущих материалов.

Оксид и гидроксид кальция

Оксид кальция (СаO) – негашеная или жженая известь– белое огнестойкое вещество, образованное кристаллами. Называется жженой известью из-за способа его получения – обжигание карбоната кальция.

Химические свойства:

1) взаимодействует с водой: СаO + H₂O = Са(OH)₂;

2) реагирует с оксидами неметаллов: СаO + SO₂ = CaSO₃;

3) растворяется в кислотах, образуя соли: CaO + 2HCl = CaCl₂ +H₂O.

Гидроксид кальция (Ca(OH)₂ – гашеная известь, пушонка)– белое кристаллическое вещество. Является сильным основанием, плохо растворимым в воде.

Известковая вода– насыщенный раствор гидроксида кальция, имеющий щелочную реакцию. На воздухе мутнеет в результате поглощения углекислого газа, образуя карбонат кальция.

Применение.

Гашёную известь применяют в строительстве, в пищевой промышленности, при дублении кож. Соли кальция: CaCO₃ – в строительстве, СаCl₂ – в медицине.

Ма́гний

Ма́гний — элемент второй группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 12. Обозначается символом Mg Простое вещество магний — лёгкий, ковкий металл серебристо-белого цвета.

{\displaystyle {\mathsf {MgO+C\rightarrow Mg+CO}}}

Химические свойства

При нагревании на воздухе магний сгорает с образованием оксида и небольшого количества нитрида. При этом выделяется большое количество теплоты и света:

{\displaystyle {\mathsf {2Mg+O_{2}\rightarrow 2MgO}}}{\displaystyle {\mathsf {3Mg+N_{2}\rightarrow Mg_{3}N_{2}}}}Раскаленный магний энергично реагирует с водой, вследствие чего горящий магний нельзя тушить водой:

{\displaystyle {\mathsf {Mg+H_{2}O\rightarrow MgO+H_{2}+75\ kcal}}}{\displaystyle {\mathsf {Mg+2H_{2}O\rightarrow Mg(OH)_{2}+H_{2}\uparrow +80,52\ kcal}}}Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется с бурным выделением водорода:

{\displaystyle {\mathsf {Mg+2HCl\rightarrow MgCl_{2}+H_{2}\uparrow }}}Применение в медицине.

Магний является жизненно-важным элементом, который находится во всех тканях организма и необходим для нормального функционирования клеток. Участвует в большинстве реакций обмена веществ, в регуляции передачи нервных импульсов и в сокращении мышц, оказывает спазмолитическое и антиагрегантное действие. Оксид и соли магния традиционно применяются в медицине в кардиологии, неврологии и гастроэнтерологии (аспаркам, сульфат магния, цитрат магния).

Алюминий.

Алюминий расположен в 3-й группе главной подгруппы, в 3 периоде. Порядковый номер 13. Атомная масса ~27. Р-элемент. На внешнем уровне находятся 3 валентных электрона. Степень окисления +3, валентность – III.

Физические свойства:алюминий – металл серебристо-белого цвета, мягкий, механически прочный, тепло– и электропроводный, легко вытягивается в проволоку, прокатывается в тонкую фольгу, легко образует сплавы.

Химические свойства:

1) при обычной температуре реагирует с кислородом, образую окисную пленку, препятствуя дальнейшему окислению металла: 4Аl + 3О₂ = 2Аl₂О₃;

2) алюминий, лишенный защитной оксидной пленки, взаимодействует с водой: 2Аl + 6Н₂О = 2Аl(ОН)₃ + 3Н₂;

3) алюминий энергично взаимодействует с растворами щелочей:

4) при нагревании алюминий взаимодействует с галогенами, с азотом, с углеродом, с серой, а также с аммиаком:

Нахождение в природе:алюминий – один из наиболее распространенных элементов в земной коре – до 250 руд, содержащих алюминий

Применение алюминия и его соединений и сплавов:алюминий и его соединения применяется в быту и во всех отраслях народного хозяйства: в машиностроении, автостроении, в химической промышленности (для производства и транспортировки холодной концентрированной HNO₃, т. к. алюминий в ней пассивируется). При помощи алюмотермии производят сварку рельсов, проводят сварочные работы под водой. Чистым алюминием покрывают бензобаки, что способствует предохранению бензина от теплового излучения.

Оксид и гидроксид алюминия

Оксид алюминия – Al₂O₃. Физические свойства:оксид алюминия – белый аморфный порошок или очень твердые белые кристаллы

Применение:оксид алюминия применяется для производства алюминия, в виде порошка – для огнеупорных, химически стойких и абразивных материалов, в виде кристаллов – для изготовления лазеров и синтетических драгоценных камней (рубины, сапфиры и др.)

Гидроксид алюминия – А1(ОН)₃. Физические свойства:гидроксид алюминия – белый аморфный (гелеобразный) или кристаллический. Почти не растворим в воде.

Калиево-алюминиевые квасцы КАl(SO₄)₂ применяют как присыпку в медицине.

Бор.

Бор —элемент главной подгруппы III группы, второго периода периодической системы химических элементов с атомным номером 5. Обозначается символом B. В свободном состоянии бор — бесцветное, серое или красное кристаллическое либо тёмное аморфное вещество. Известно более 10 аллотропных модификаций бора, образование и взаимные переходы которых определяются температурой, при которой бор был получен

Чрезвычайно твёрдое. Обладает хрупкостью и полупроводниковыми свойствами. По многим физическим и химическим свойствам неметалл бор напоминает кремний.

Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только с фтором.

{\displaystyle {\mathsf {2B+3F_{2}\longrightarrow 2BF_{3}\uparrow }}}При нагревании бор реагирует с другими галогенами с образованием тригалогенидов, с азотом образует нитрид бора BN, с фосфором — фосфид BP, с углеродом — карбиды различного состава (B₄C, B₁₂C₃, B₁₃C₂). При нагревании в атмосфере кислорода или на воздухе бор сгорает с большим выделением теплоты, образуется оксид B₂O₃

{\displaystyle {\mathsf {4B+3O_{2}\longrightarrow 2B_{2}O_{3}}}}{\displaystyle {\mathsf {3SiO_{2}+4B\longrightarrow 3Si+2B_{2}O_{3}}}}{\displaystyle {\mathsf {3P_{2}O_{5}+10B\longrightarrow 5B_{2}O_{3}+6P}}}При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислоты H₃BO₃.

Оксид бора B₂O₃ — типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты H₃BO₃.

{\displaystyle {\mathsf {B_{2}O_{3}+3H_{2}O\longrightarrow 2H_{3}BO_{3}}}}При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты — бораты (содержащие анион BO₃³⁻), а тетрабораты, например Na ₂B₄ O₇

{\displaystyle {\mathsf {4H_{3}BO_{3}+2NaOH\longrightarrow Na_{2}B_{4}O_{7}+7H_{2}O}}}Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей). Борную кислоту применяют как противомикробное средство при некоторых заболеваниях кожи и слизистых оболочек.В качестве антисептического средства применяется тетраборат натрия.

Железо

Железозанимает второе место после алюминия по распространенности в земной коре (~4 %). Содержится в виде соединений (оксиды, сульфиды и силикаты).

Физические свойства. Температура плавления – 1539±5 °C. Является пластичным металлом серебристого цвета. Хорошо поддается механической обработке. Обладает магнитными свойствами.

Черная металлургия занимается производством сплавов железа – чугунов и сталей, перерабатывающая – железных руд и сплавов. Обрабатывая руду, в первую очередь получают чугун, из которого потом получают сталь.

Стали– железоуглеродные сплавы, содержащие меньше 2,14 % углерода.

Чугуны– железоуглеродные сплавы, содержащие больше 2,14 % углерода.

Соединения железа

Оксид железа (II) FeO– черное кристаллическое вещество, нерастворимое в воде и щелочах. FeOсоответствует основание Fe(OH)₂.

Химические свойства.Является основным оксидом. Реагируя с кислотами, образует соли:

Гидроксид железа (II) Fe(OH)₂– кристаллическое вещество белого цвета.

Химические свойства.Основный гидроксид. Вступает в реакции с кислотами:

На воздухе Fe(OH)₂ окисляется до Fе(ОН)₃:

Оксид железа(III) Fe₂O₃– вещество бурого цвета, встречается в природе в виде красного железняка, нерастворим в воде.

Химические свойства.Проявляет слабые амфотерные свойства. При взаимодействии со щелочами образует соли:

Гидроксид железа (III) Fe(OH)₃– вещество красно-бурого цвета, нерастворимое в воде и избытке щелочи.

Химические свойства.Является амфотерным соединением (с преобладанием основных свойств).

Соединения железа применяют в медицине при анемических заболеваниях: сульфат железа, лактат железа и другие.

H₃BO₃.

Марганец.

Металл побочной подгруппы 7 группы. Серебристо-белый металл. Применяют для получения легированных сталей.

Образует соединения со степенью окисления от +1 до +7.Наибольшее распространение и применение имеет перманганат калия КМnO₄. Вследствие сильных окислительных свойств применяется для отбелки шерсти, шёлка, хлопка. Разбавленный 0,1% раствор является хорошим дезинфицирующим средством и применяется для промывания ран, приёма внутрь при некоторых отравлениях, для полоскания горла.

Водород

Водород (Н)– 1-й элемент периодической системы Менделеева – I и VII группа, главная подгруппа, 1 период. На внешнем s1-подуровне имеется 1 валентный электрон, Н обладает двойной природой: в одних случаях он отдает электрон (восстановительные свойства), в других – принимает (окислительные свойства). Аr – 1,008. Н входит в состав всех органических соединений, содержится в некоторых природных газах, составляет 1/2 массы Солнца.

Физические свойства: Н₂– бесцветный газ, без запаха, самый легкий из всех газов.

Химические свойства.В соединениях Нвсегда одновалентен, степень окисления с неметаллами +1, металлами -1. При высокой температуре водород взаимодействует с щелочными и щелочно-земельными металлами, образуя гидриды:

Связь в гидридах частично ионная. С галогенами Н реагирует по-разному: с F на холоде со взрывом, с Cl при нагревании или на свету реакция идет со взрывом, реакция с Вr происходит при нагревании, с I при сильном нагревании и не полностью, т. к. идет обратная реакция.

H восстанавливает многие металлы из их оксидов.

Со многими неметаллами H образует газообразные соединения: СН₄, SiH₄ – силан, Н S – сероводород и др. Синтезом Н с N получают аммиак.

Вода

Из оксидов водорода самым распространенным на Земле является вода.Эмпирическая формула – Н₂О.Молекулярная масса – 18. Строение молекулы воды(структурная формула):

Молекулы воды– диполи. Вследствие полярности молекулы воды ассоциируют, образуя водородные связи. Последние обуславливают все физические свойства воды.

Физические свойства:вода – бесцветная жидкость, без вкуса и запаха, плотность – 1 г/см³; температура замерзания – 0 °C (лед), кипения – 100 °C (пар). У воды плохая тепло- и электропроводность.

Химические свойства.

В присутствии воды идет гидролиз солей – разложение их водой с образованием слабого электролита, взаимодействует со многими основными оксидами, металлами, с кислотными оксидами.

Нахождение в природе:вода составляет 2/3 поверхности Земли. Природная вода не бывает чистой, т. к. в ней растворено огромное количество солей. Вода входит в состав многих кристаллогидратов: Nа₂СО₃ . 10Н₂О; CuSO₄ . 5Н₂О; MgSO₄ . 7Н₂О.

Перекись водорода

Пероксид, или перекись водорода– кислородное соединение водорода. Формула: Н₂О₂. Физические свойства:перекись водорода – бесцветная сиропообразная жидкость, плотность – 1,45 г/

Пергидроль– 30 %-ный водный раствор перекиси. Окислительная способность и безвредность применения пероксида водорода дала возможность широкого использования его во многих отраслях народного хозяйства: в промышленности – для отбеливания тканей, мехов; в пищевой промышленности – для консервирования продуктов; в сельском хозяйстве – для протравливания семян, в производстве ряда органических соединений, например, в производстве глицерина, используется в ракетной технике как сильный окислитель. 3 %-ный H₂O₂ применяется в фармацевтике в медицинских целях как дезинфицирующее средство.

Общие свойства неметаллов

Для неметаллов характерно свойство присоединять электроны, проявлять окислительные свойства. Наиболее они выражены у элементов VIи VIIгрупп. Самый сильный окислитель – фтор.

Окислительные свойства неметаллов возрастают в последовательности:

Фторникогда не проявляет восстановительных свойств. Другие неметаллы и вещества, им соответствующие, могут проявлять восстановительные свойства, но они слабее, чем у металлов.

Восстановительная способность неметаллов увеличивается от кислорода к кремнию в ряду:

Азот при высоких температурах вступает в реакцию с кислородом, выказывая восстановительные свойства:

Сера проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства:

S + O2 = SO2 – окислительные свойства серы;

S + H2 = H2S – восстановительные свойства серы.

В нормальных условиях неметаллы