Карбон та його неорганічні сполуки

Карбон - один з найважливіших елементів у природі. Його сполуки становлять основу живої природи - флори і фауни.

У неживій природі найпоширенішими сполуками карбону є солі карбонати, які утворюють такі мінерали ж вапняк, крейда, мармур (усі вони складаються з СаСО₃), магнезит MgCO₃, доломіт CaCO₃∙MgCO₃, залізний шпат FеСО₃, малахіт CuCO₃∙Cu(OH)₂. Крім того, карбон входить до складу вугілля, нафти, природного газу, торфу, сланців та атмосфери у вигляді СО₂.

У природі вуглець зустрічається також у вигляді трьох алотропних модифікацій — алмазу, графіту, карбіну. Це тверді речовини з атомними кристалічними решітками, які відрізняються будовою кристалів і фізичними властивостями. Різновидами графіту є кокс, деревне вугілля, сажа.

Хімічні властивості. Карбон міститься в головній підгрупі четвертої групи періодичної системи. Електронна конфігурація зовнішнього рівня його атомів 2s²2p². У незбудженому стані атом карбон має на р-підрівні зовнішнього рівня два неспарених електрони та вільну р-орбіталь, на яку під час збудження атома може переходити розпарований електрон s-підрівня, внаслідок чого утворюються чотири неспарених електрони:

У відповідності до такої електронної будови атом карбону у своїх сполуках може бути дво- та чотиривалентним і виявляти ступені окиснення -4, +2, +4.

Вуглець - типовий неметал, утворює сполуки переважно з ковалентним зв'язком. Унікальність вуглецю полягає в здатності його атомів з'єднуватися між собою в довгі ланцюги, в тому числі циклічні, утворюючи велику кількість органічних сполук.

За звичайних умов вуглець хімічно малоактивний, однак при нагріванні взаємодіє з багатьма речовинами - киснем, сіркою, азотом, металами, оксидами металів, виявляючи властивості як відновника, так і окисника, причому відновні властивості виявляються сильніше, ніж окисні.

Найбільш реакційноздатною формою є аморфний вуглець (дуже дрібні кристалики графіту з великою поверхнею), найінертнішім є алмаз.

Відновні властивості вуглецю реалізуються в реакціях з більш електронегативними неметалами: фтором, киснем, сіркою, азотом, а також з оксидами металів і водою. Наприклад:

Вуглець горить у повітрі. Продукт реакції залежить від кількості кисню, при його надлишку утворюється СО₂, при нестачі - CO:

С + О₂ → СО₂; 2С + О₂ → 2СО

Вуглець стійкий до дії лугів та кислот. Лише концентрована азотна та сірчана кислоти за температури 100°С окислюють його до СО₂

С + 4HNO_3(конц) → СО₂ + 4NO₂ + 2Н₂О

С + 2H₂SO_{4 (конц)} → СО₂ + 2SO₂ + 2Н₂О.

Окисні властивості вуглецю виявляються у взаємодії його з металами, а також з менш електронегативними неметалами (воднем, бором, кремнієм):

Оксигенвмісні сполуки Карбону. Карбон утворює два оксиди: оксид карбону (II) CO та оксид карбону (IV) СО₂.

Оксид карбону (II) (моно оксид або чадний газ). Це безбарвний отруйний газ, без запаху, дуже мало розчинний у воді. Він утворюється при згорянні різного палива (дров, вугілля, природного газу) при нестачі кисню. Цей оксид є несолетворним і за звичайних умов не взаємодіє з водою, кислотами, лугами. При підвищених температурах він схильний до реакцій приєднання та окиснення - відновлення.

Оксид карбону(II) горить у повітрі та кисні блакитним полум'ям з виділенням великої кількості теплоти:

2СО + О₂ → 2СО₂.

На цьому засноване його використання як палива. Так, він входить до складу деяких газових горючих сумішей: генераторного газу (CO в суміші з азотом) і водяного газу (CO в суміші з воднем).

Оксид карбону(II) є сильним відновником, тому в промисловості його використовують для відновлення металів з їхніх оксидів:

Fe₂O₃ + 3СО → 2Fe + 3СО₂.

Оксид карбону(IV) (діоксид вуглецю, вуглекислий газ) СО₂. Це безбарвний газ, без запаху. При зниженій температурі або підвищеному тиску СО₂ переходить у тверду снігоподібну масу (сухий лід), який сублімується, тобто знов перетворюється в газ, минаючи рідкий стан.

У промисловості СО₂ добувають випалюванням вапняку

У лабораторії СО₂ добувають дією кислот на карбонати

СаСО₃ + 2НС1 → СаС1₂ + СО₂ + Н₂О.

Оксид карбону (IV) виявляє всі властивості кислотних оксидів і взаємодіє з основними оксидами і лугами, утворюючи солі карбонатної кислоти - карбонати і гідрокарбонати:

СО₂ + СаО → СаСО₃

СО₂ + Са(ОН)₂ → СаСО₃ + Н₂О

2СO₂+Са(ОН)₂ → Сa(НСО₃)₂.

Оксид карбону (IV) розчиняється у воді з утворенням карбонатної кислоти:

СО₂ + Н₂О ⇄ Н₂СО₃.

Рівновага дуже зміщена в бік вихідних речовин, тобто дуже мало розчиненого СО₂ перетворюється на кислоту.

Карбонатна кислота та її солі. У вільному стані карбонатна кислота невідома, оскільки вона нестійка і легко розкладається. Це дуже слабка двохосновна кислота, яка у водному розчині дисоціює ступінчасто:

Н₂СО₃⇄Н⁺ + НСО₃^-; К₁ = 4∙10^-7

НСО₃⇄ Н⁺ + СО₂^2- K₂ = 5∙10^-11

При розчиненні СО₂ у воді в розчині встановлюється динамічна рівновага – карбонатна рівновага:

Оскільки дисоціація карбонатної кислоти за другим ступенем дуже незначна, то основна карбонатна рівновага являє собою систему з вільної кислоти і гідрокарбонат-іонів:

СО₂ + Н₂О ⇄ НСОз ⇄Н⁺+ НСО₃^-.

Для карбонатної кислоти характерні всі властивості кислот. Як двоосновна кислота вона утворює два типи солей: середні солі – карбонати і кислі – гідрокарбонати. Усі солі карбонатної кислоти розкладаються при нагріванні:

Першу реакцію використовують для пом'якшення води, другу для добування СаО (негашеного вапна) ти вуглекислого газу в техніці. Під дією сильних кислот на солі карбонатної кислоти виділяється вуглекислий газ:

Взаємодію солей карбонатної кислоти з сильними кислотами використовують для того, щоб відрізнити їх від інших солей. На зразок, який аналізують, діють кислотою; СО₂, який виділяється, пропускають через вапняну воду (насичений розчин Са(ОН₂) і внаслідок осідання малорозчинного карбонату кальцію розчин мутніє Всі гідрокарбонати, карбонати лужних металів і амонію добре розчиняються у воді. Карбонати інших металів у воді не розчиняються. Розчини карбонатів мають лужну реакцію внаслідок гідролізу:

СО₃^2- + Н₂О ⇄ НСО₃^- +ОН^- (рН>7).

У природі гідрокарбонати утворюються, коли породи, що містять СаСО₃, зазнають дії води та розчиненого в ній СО₂. При достатньому вмісті СО₂ в природних водах вони можуть розчиняти вапняк, перетворюючи нерозчинний карбонат кальцію на розчинний гідрокарбонат:

СаСО₃ + Н₂О + СО₂ ⇄ Са(НСО₃)₂

СаСО₃ + Н₂О + СО₂ ⇄ Са²⁺ + 2НСО₃^-.

Цей процес є причиною появи солей твердості в природних водах. При цьому встановлюється рівновага між нерозчинними карбонатами і розчинними гідрокарбонатами (вуглекислотна рівновага). Константа цієї рівноваги в присутності твердої фази СаСО₃ при практично постійній концентрації води має вигляд:

і називається константою карбонатної рівноваги.

Та частина розчиненого в воді діоксиду вуглецю, яка входить до виразу константи карбонатної рівноваги між карбонатами і гідрокарбонатами називається рівноважним або неактивним діоксидом вуглецю. Підвищення концентрації СО₂ в розчині викликає перехід відповідної кількості карбонату кальцію в гідрокарбонат, що супроводжується зниженням концентрації СО₂ до рівноважної. Тому кількість СО₂, надлишкова по відношенню до рівноважної, носить назву агресивного діоксиду вуглецю. Якщо така підвищена концентрація СО₂ у воді підтримується за рахунок надходження його ззовні, то вода стає агресивною по відношенню, до карбонату кальцію, тобто розчиняє його.

У протилежному випадку, тобто при зниженні концентрації СО₂, гідрокарбонат кальцію розкладається з виділенням в осад СаСО₃. В природних умовах такий процес відбувається, коли глибинні води, насичені діоксидом вуглецю під тиском, виходять на поверхню.

Використання. Матеріали, що містять карбон, широко застосовуються в народному господарстві. Значна кількість коксу використовується при добуванні кремнію, для виробництва активованого вугілля. Вугілля різних видів застосовується для добування металів і карбідів.

Алмаз у промисловості застосовується для різання скла, шліфування металів та інших твердих матеріалів. Його великі прозорі відшліфовані кристали (діаманти) використовують для виготовлення ювелірних прикрас. Графіт добре проводить електричний струм і тепло, його використовують для виготовлення електродів, олівців і як мастило.

Активоване вугілля використовують для поглинання пари летких речовин з повітря та газових сумішей (наприклад у протигазах), для очищення води, продуктів харчування, а також як каталізатор у деяких хімічних виробництвах.

Важливе практичне значення мають різні карбонати. Карбонат натрію Na₂CO₃ застосовується у виробництві скла, мила і миючих засобів. Карбонат кальцію СаСО₃ є основним компонентом природних матеріалів: вапняку, крейди, мармуру, які широко застосовуються у будівництві. Крім того, він є сировиною для добування цементу, вапна.

Силіцій та його сполуки

Поширення у природі. За поширенням у земній корі Силіцій посідає друге місце після Оксигену. Масова частка Силіцію в земній корі становить 27,6%. У природі Силіцій зустрічається лише у вигляді сполук. Карбон – головний елемент живої природи, а Силіцій — неживої. Більшість гірських порід утворені силікатами – сполуками Силіцію. Сполуки Силіцію входять до складу рослин, містяться також у живих організмах.

Кремній – кристалічна речовина сіро-стального кольору з металічним блиском. Структура кремнію аналогічна структурі алмазу. В його кристалі кожний атом кремнію зв'язаний з іншими чотирма ковалентними зв'язками, які напрямлені до вершин тетраедра. Ці зв'язки слабші, ніж у алмазі.

Кремній одержують внаслідок відновлення оксиду Силіцію (IV) коксом або магнієм, алюмінієм за високих температур:

Кремній високої чистоти одержують термічним розкладанням йодиду Силіцію(IV) на танталовій стрічці за температури 1000°С:

Хімічні властивості. Кремній належить до головної підгрупи четвертої групи періодичної системи. Електронна конфігурація зовнішнього рівня 3s²Зр². В незбудженому стані кремній, як і вуглець, має на р-підрівні зовнішнього рівня два неспарених електрони та вільну р-орбіталь, на яку під час збудження атома може переходити розпарований електрон s-підрівня, внаслідок чого утворюється чотири неспарених електрони. У відповідності до такої електронної будови атома кремній у своїх сполуках може виявляти ступені окиснення - 4 +2, +4. Найбільш типовий ступінь окиснення кремнію — (+4).

Кремній має слабші неметалічні властивості, ніж вуглець, тому що радіус його атома більший і зовнішні електрони знаходяться далі від ядра.

Відновні властивості. Під час сильного нагрівання кремній горить на повітрі

Si + О₂ → SiO₂.

Зі фтором кремній взаємодіє за звичайних умов, з іншими галогенами –під час нагрівання:

Фторид кремнію SiF₄y водних розчинах гідролізує

SiF₄ + ЗН₂О → H₂SiO₃ + 4HF.

Фтороводень HF, що утворюється при цьому, взаємодіє з SiF₄, утворюючи гексафтороіфемнієвую кислоту H₂SiF₆

SiF₄ + 2HF → H₂SiF₆.

Розчинні солі цієї кислоти (фторосилікати магнію, цинку, алюмінію) застосовують у будівництві для обробки поверхні будівельного каменю, щоб зробити її водонепроникною.ї

За високої температури кремній взаємодіє з вуглецем з утворенням карбіду кремнію (карборунду)

Карборунд має алмазоподібні кристалічні ґратки, в яких кожний атом кремнію оточений чотирма атомами вуглецю і навпаки, а ковалентні зв'язки дуже міцні. Тому за твердістю карборунд наближається до алмазу. З карборунду виготовляють шліфувальні та точильні камені.

Кремній реагує з розплавами або з розчинами лугів

Si + 2NaOH + Н₂О -+ Na₂SiO₃ + 2Н₂↑.

Кремній не взаємодіє з кислотами (окрім суміші плавикової HF та азотної HNO₃)

3Si + 4HNO₃ + 12HF → 3SiF₄ +4NO+ 8Н₂О.

Окисні властивості. Під час нагрівання кремній взаємодіє з багатьма металами, утворюючи силіциди, в яких кремній виявляє ступінь окиснення (-4).

З воднем кремній безпосередньо не реагує, але внаслідок дії кислот на силіциди металів утворюються кремневодні, або силани:

Силан - безбарвний газ з неприємним запахом, дуже отруйний. Він є сильним відновником, який самозаймається на повітрі

SiН₄ +2О₂ → SiO₂ + 2Н₂О.

Використання. Кремній використовують для одержання різних сплавів. Сталь з масовою часткою кремнію 4% (електротехнічна сталь) використовується для виготовлення трансформаторів, двигунів, генераторів завдяки тому, що вона легко намагнічується та розмагнічується. Зі сталі з масовою часткою кремнію 16% і більше (кислотостійка) виготовляють апарати для хімічної промисловості.

Кристалічний кремній як напівпровідник використовується в радіо та електротехніці. З кремнію виготовляють сонячні батареї.

Кисневі сполуки кремнію. Оксид кремнію (IV) SiO₂ (діоксид кремнію, кремнезем) - тверда тугоплавка речовина, широко розповсюджена в природі в двох видозмінах: 1) кристалічний кремнезем - мінерал кварц і його різновиди (гірський кришталь, агат, пісок, кремінь); 2) аморфний кремнезем - мінерал опал, діатоміт, трепел, або інфузорна земля.

Різка відмінність фізичних властивостей оксиду кремнію (IV) SiO₂ від оксиду вуглецю (IV) СО₂ поясняються різною будовою кристалічних решіток. СО₂ кристалізується в молекулярних решітках, a SiO₂ - в атомних. Структуру SiO₂B площинному зображенні можна подати у вигляді:

Кожний атом кремнію знаходиться в центрі тетраедра, а в вершинах тетраедра розташовані атоми кисню Окремі тетраедри з'єднуються один з одним вершинами за допомогою спільних атомів кисню. Всю масу кремнезему можна розглядати як кристал, формула якого (SiO₂)n. Така будова SiO₂ зумовлює його високу твердість та тугоплавкість. Тетраедри SiO₄ можуть по-різному розміщуватися в просторі, утворюючи різноманітні кристалічні структури SiO₂. Ці кристалічні модифікації SiO₂ можуть в значній або в незначній мірі відрізнятися між собою за фізичними та хімічними властивостями і за певних температур можуть переходити з однієї в іншу.

Оксид кремнію (IV) є кислотним. Під час його сплавлення з лугами, карбонатами лужних металів або основними оксидами утворюються солі кремнієвої кислоти - силікати

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + Н₂О;

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂;

SiO₂ + CaO → CaSiO₃.

Кислоти, крім фтороводневої, не діють на оксид кремнію (IV). Під час взаємодії фтороводневої кислоти з SiO₂ утворюється газоподібний фторид кремнію SiF₄

SiO₂ + 4HF → SiF₄ + 2Н₂О.

Цю реакцію використовують для нанесення надписів на склі.

SiO₂ у воді за звичайних умов практично не розчиняється і хімічно з нею не взаємодіє. Тому кремнієві кислоти отримують непрямим шляхом. Наприклад, метакремнієву кислоту отримують дією іншої кислоти на її солі

Na₂SiO₃.+ 2НС1 → NaCl + H₂SiO₃↓.

Загальна формула кремнієвих кислот - ySiO₂∙zH₂O.

У вільному стані існують такі кислоти:

ортокремнієва кислота H₄SiO₄ або SiO₂∙2H₂O;

метакремнієва кислота H₂Si0₃ або SiO₂∙H₂O;

двометакремнієва кислота H₂Si₂O₅ або 2SiO₂∙H₂O.

Кремнієві кислоти — слабкі малостійкі сполуки. Наприклад, для метакремнієвої кислоти константи дисоціації мають значення

Н₂SіO₃ ⇄ H⁺ +НSіO₃; K₁ = 2 ∙ 10^-10

HSiO₃ ⇄ H⁺ + SiO₃²; К₂ = 1 ∙ 10^-12

Метакремнієва кислота розчиняється в лугах, утворюючи солі

H₂SiO₃ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + 2H₂O.

Під час нагрівання метасилікатна кислота легко розкладається на оксид Силіцію (IV) та воду:

Силікатні кислоти нестійкі і в водних розчинах вони поліконденсуються з утворенням полісилікатних кислот. Схематично цей складний процес зображується схемою:

Полісилікатні кислоти у воді практично не розчиняються і легко утворюють колоїдні розчини — золі. Будову міцели золя полісилікатної кислоти зображують формулою:

{[m(ySіО₂ ·zН₂О) ]nНSіO₃^- ∙ (n-х)Н⁺}^x- х H⁺.

Стійкість золей полісилікатних кислот дуже залежить від рН середовища. Вони найбільш стійкі в лужному середовищі. В кислому середовищі золі порівняно швидко можуть переходити в гель змінного складу загальної формули SiO₂∙xH₂O. Висушені гелі називаються силікагелями. Вони характеризуються дуже розвиненою внутрішньою поверхнею і широко використовуються для поглинання пари органічних розчинників, для освітлення рідин.

Солі силікатних кислот. Солі силікатних кислот – силікати. У воді розчиняються лише силікати лужних металів. Враховуючи складність структури силікатів, їх зображують у вигляді сполук оксидів елементів:

Na₂SiO₃ — Na₂O ∙ SiO₂;

CaSiO₃ — CaO ∙ SiO_2-.

Розчини силікатів натрію та калію називають рідким склом, яке одержують сплавленням кварцового піску з содою, або обробкою аморфного кремнезему концентрованим розчином лугу:

SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + СО₂;

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O.

Рідке скло застосовують як зв’язуючий матеріал при виготовленні кислототривких бетонів, замазок, конторського клею. Його також використовують для просочення тканини, дерева, паперу для надання їм вогнестійкості та водонепроникності.

Природні силікати та алюмосилікати. Більшість природних силікатів є солями полі силікатних кислот і мають складну будову. Вони схильні взаємодіяти з водою, утворюючи гідросилікати. Вода може входити до кристалічних решіток у вигляді молекул або іонів ОН^-. За звичайних умов гідратовані силікати більш стійкі, ніж безводні. Найбільш поширені в природі силікати мають в своєму складі алюміній, причому, алюміній може знаходитись в силікатах у двох формах: у вигляді катіону (силікати алюмінію) або заміщувати собою атом Силіцію в тетраедрі SiO₄, тобто входити до складу аніону — це алюмосилікати.

За структурою силікати можна поділити на 3 класи:

1) Мінерали з решітчатою структурою. Вони мають тетраедричну решітчату структуру в основному з ковалентними зв'язками. До мінералів цієї групи належать польові шпати, які складають більше половини маси земної кори:

ортоклаз K₂O ∙ Al₂O₃ ∙ 6SiO₂;

альбіт Na₂O ∙ Al₂O₃ ∙ 6SiO₂;

анортіт CaO ∙ Al₂O₃ ∙ 2SiO₂.

У мінералах цього типу тетраедрична решітка простягається на весь кристал, надаючи йому твердість та термостійкість.

2) Мінерали з шаруватою структурою. Вони утворюють шари складної будови, які складаються з тетраедрів та октаедрів. До них належать:

тальк 3MgO ∙ 4SiO₂ ∙ H₂O;

слюда K₂O ∙ 3Al₂O₃ ∙ 6SiO₂ ∙ 2H₂O;

каолініт Al₂O₃ ∙ 2SiO₂ ∙ 2H₂O.

Тальк та каолініт складаються з електронейтральних шарів, що вільно накладаються один на інший. Такі шари легко ковзаються один відносно одного, чим пояснюються характерні для цих мінералів властивості (мала твердість, сипкість). В слюді, на відміну від перших двох мінералів, шари заряджені негативно і цей заряд нейтралізується розташованими між шарами іонами калію. Електростатична взаємодія між іонами калію та негативно зарядженими шарами надають слюді деякої твердості. Але іонні зв'язки між шарами більш слабкі, ніж ковалентні зв'язки всередині кожного шару, а тому слюда легко розщеплюється на дуже тоненькі пластини.

3) Мінерали з волокнистою структурою. До мінералів цієї групи належать азбести 3MgО∙2SiO₂∙2H₂O. Вони складаються з довгих ланцюгів сполучених між собою тетраедрів. Ланцюги розміщуються паралельно, а тому ці мінерали легко розділяються на волокна, які характеризуються великою міцністю,

На поверхні землі мінерали й гірські породи, що стикаються з атмосферою, зазнають механічних і хімічних дій води й повітря і поступово змінюються та руйнуються. Руйнування, зумовлене одночасною дією води й повітря, називається вивітрюванням. Розкладання польового шпату (ортоклазу) можна виразити рівнянням:

Каолініт є головною складовою частиною білої глини. Отже, внаслідок вивітрювання гірських порід утворюються поклади глини, піску та солей.

Використання. Сполуки Силіцію відіграють важливу роль у народному господарстві: кремнезем у вигляді піску широко застосовується в будівництві, для виготовлений скла, кераміки. Ряд силікатних порід, наприклад, граніти, застосовуються як будівельні матеріалу. Слюду й азбест використовують як електроізоляційні матеріали. З силікатів виготовляють наповнювачі для паперу, гуми, фарб.

Штучні силікати. Зі штучних силікатів найбільше значення мають скло, кераміка, цемент.

Скло. Звичайне віконне або пляшкове скло виробляють, сплавляючи оксид Силіцію (IV) у вигляді кварцу або піску з карбонатом кальцію (вапняк, мармур) і карбонатом натрію (сода)

6SiO₂ + СаСОз + Na₂CO₃ → Na₂O ∙ CaO ∙ 6SiО₂ + 2CО₂↑.

Якщо замість карбонату натрію взяти карбонат калію (поташ), утвориться міцне тугоплавке скло, яке застосовують для виготовлення хімічного посаду.

З розплавленого кварцу виготовляють кварцове скло, яке пропускає ультрафіолетове випромінювання і має малий коефіцієнт розширення. Кварцове скло витримує дію високих температур. Його використовують для виготовлення ртутних ламп та лабораторного посуду.

Внаслідок сплавлення оксиду Силіцію (IV) з поташем та оксидом свинцю (II) РbО одержують кришталь — важке скло, яке дуже заломлює світло.

Якщо частково замінити SiO₂ на оксид бору (В₂О₃), утворюється боросилікатне скло, яке характеризується більшою стійкістю і меншою чутливістю до різкої зміни температур.

Кольорове скло виготовляють, додаючи до вихідної суміші різи: речовини. Невелика кількість оксиду кобальту (II) СоО забарвлює його в синій колір, оксиду хрому (III) Сr₂О₃ - у зелений, оксиду заліза (II) - у брудно-зелений, оксиду міді (І) Сu₂О - у червоний. Внаслідок додавання до вихідної суміші золота утворюється рубінове скло, яке пропускає тільки червоні промені.

Скло стійке до дії води та кислот, але при тривалій дії на звичайне скло вода частково вимиває з поверхні іони натрію. Луги при тривалій дії помітно роз'їдають скло. Плавикова кислота руйнує скло.

Скло має близький коефіцієнт термічного розширення до металів, тому може застосовуватись у збірних конструкціях з металами.

Із скляних волокон виготовляють тканини, які використовують для тепло та електроізоляції, а також як кислототривкий матеріал.

Приклад 1. Які загальнофізичні і хімічні властивості характерні для неметалічних елементів?

Розв’язання. До неметалів відносяться B, C, Si, Ge, N, P, As, S, Sb, O, Se, а також р-елементи груп періодичної системи Д.І. Менделєєва. Для простих речовин – неметалів характерний ковалентний зв'язок. Молекули інертних газів одноатомні, що обумовлено завершеністю їх електронної структури (ns² чи ns²np⁶).

Найменші температури правління і кипіння мають прості речовини з молекулярною структурою. Неметали в твердому стані є діелектриками. Ряд р-елементів III та IV А груп (В, Gа, Si, Ge, As, Se ) виявляє напівпровідникові властивості.

Хімічна активність неметалів визначається умовами протікання реакцій. При збільшенніатомного номера відновна активність збільшується, а окислювальна - зменшується. Неметали стійкі додії розчинів кислот – не окисників, так як є кислотоутворюючими елементами. У водних розчинах лугів вони диспропорціонують. Неметалічні елементи в сполуках з негативним ступенем окислення виявляють відновну активність.

Внаслідок сплавлення оксиду силіцію(IV) з поташем та оксидом свинцю (II) РbО одержують кришталь — важке скло, яке дуже заломлює світло.

Якщо частково замінити SiO₂ на оксид бору (В₂О₃), утворюється боросилікатне скло, яке характеризується більшою стійкістю і меншою чутливістю до різкої зміни температур.

Кольорове скло виготовляють, додаючи до вихідної суміші різи: речовини. Невелика кількість оксиду кобальту (II) СоО забарвлює його в синій колір, оксиду хрому (III) Сr₂О₃ - у зелений, оксиду заліза (II) - у брудно-зелений, оксиду міді (І) Сu₂О - у червоний. Внаслідок додавання до вихідної суміші золота утворюється рубінове скло, яке пропускає тільки червоні промені.

Скло стійке до дії води та кислот, але при тривалій дії на звичайне скло вода частково вимиває з поверхні іони натрію. Луги при тривалій дії помітно роз'їдають скло. Плавикова кислота руйнує скло.

Скло має близький коефіцієнт термічного розширення до металів, тому може застосовуватись у збірних конструкціях з металами.

Із скляних волокон виготовляють тканини, які використовують для теплота електроізоляції, а також як кислототривкий матеріал.

Приклад 1. Які загальнофізичні і хімічні властивості характерні для неметалічних елементів?

Розв’язання. До неметалів відносяться B, C, Si, Ge, N, P, As, S, Sb, O, Se, а також р-елементи груп періодичної системи Д.І. Менделєєва. Для простих речовин – неметалів характерний ковалентний зв'язок. Молекули інертних газів одноатомні, що обумовлено завершеністю їх електронної структури (ns² чи ns²np⁶).

Найменші температури правління і кипіння мають прості речовини з молекулярною структурою. Неметали в твердому стані є діелектриками. Ряд р-елементів III та IV А груп (В, Gа, Si, Ge, As, Se ) виявляє напівпровідникові властивості.

Хімічна активність неметалів визначається умовами протікання реакцій. При збільшенніатомного номера відновна активність збільшується, а окислювальна - зменшується. Неметали стійкі додії розчинів кислот – не окисників, так як є кислотоутворюючими елементами. У водних розчинах лугів вони диспропорціонують. Неметалічні елементи в сполуках з негативним ступенем окислення виявляють відновну активність.

Приклад 2. Масова доля натрію в інтерметалічнії сполуці з оловом 20,5%. Визначте формулу сполуки.

Розв’язання. Вміст натрію в інтерметалічнії сполуці з оловом 100 -20,5 =79,5 %.

Кількість речовин n(Na) та m(Sn) моль, визначаємо із врахуванням відносної атомної маси:

Відношення кількостей речовин Na і Sn, що входять в склад інтерметалу n(Na):m(Sn) = 0,89:0,67. Розділивши праву частину рівності на 0,67, отримуємо

n(Na):m(Sn) = 1,33:1

Перейшовши до цілих чисел маємо n(Na):m(Sn) = 4:3.

Отже, формула інтерметалічної сполуки Na4Sn6.

12.4. Запитання та задачі для самоконтролю

1. На чому заснований поділ елементів періодичної системи на метали і неметали? Які елементи належать до неметалів? Де вони містяться в періодичній системі? Яку структуру має зовнішній електронний шар атомів неметалів?

2. Як змінюються неметалічні властивості елементів у періодах та групах? Показати на прикладах елементів 2-го та 3-го періодів та елементів головної підгрупи 7-ої групи. Як при цьому змінюється спорідненість до електрона та енергія іонізації?

3. Який ступінь окиснення можуть мати атоми неметалів у сполуках? Навести приклади. Які властивості виявляють сполуки неметалів - окисників чи відновників?

4. У вигляді яких молекул існують прості речовини неметали? Який агрегатний стан характерний для неметалів?

5. У чому полягають основні відмінності фізичних і хімічних властивостей металів та неметалів?

6. На прикладі СаО та SO₃ вказати, за якими властивостями оксиди металів відрізняються від оксидів неметалів. Написати відповідні рівняння реакцій.

7. Які ступені окиснення може виявляти вуглець у своїх сполуках? Навести формули відповідних сполук В яких реакціях виявляються відновні, а в яких окисні властивості вуглецю?

8. Які оксиди утворює вуглець? Як добувають вуглекислий газ у промисловості та в лабораторії? Навести відповідні рівняння реакцій.

9. Які молекули та іони знаходяться в розчині вуглекислого газу у воді? Скласти рівняння існуючої у цьому розчині рівноваги.

10. Які властивості характерні для карбонатної кислоти? Які солі вона утворює? Яка розчинність солей карбонатної кислоти? Скласти рівняння реакцій утворення карбонату та гідрокарбонату кальцію. Що відбувається з цими солями при нагріванні? Скласти відповідні рівняння реакцій.

11. Розчин карбонату натрію забарвлює лакмус в синій колір. Чому? Скласти молекулярне та іонне рівняння процесу, що відбувається при розчиненні карбонату натрію у воді.

12. Описати фізичні та хімічні властивості кремнію, вказавши його відношення до води, кислот та лугів. Скласти рівняння відповідних реакцій.

13. Порівняти неметалічні властивості кремнію та вуглецю. В яких реакціях кремній виявляє окисні, а в яких відновні властивості. Підтвердити рівняннями реакцій.

14. При пропусканні діоксиду вуглецю через вапняну воду (розчин Са(ОН)₂) утворюється осад, який при подальшому пропусканні СО₂ розчиняється. Дати пояснення цьому явищу. Скласти рівняння реакцій.

15. Який ступінь окиснення може виявляти кремній у своїх сполуках? Скласти рівняння реакцій, які треба провести для здійснення перетворень:

Mg₂Si → SiH₄ → SiO₂ → K₂Si0₃ →H₂SiO₃

16. При якому з перетворень відбувається окисно-відновна реакція?

17. Вказати хімічний характер діоксиду кремнію. Як він відноситься до води, кислот, лугів? Як з діоксиду кремнію можна одержати: а) фторид кремнію; б) кремнієву кислоту? Скласти рівняння реакцій.

18. Чому водний розчин силікату натрію мас лужне середовище? Скласти молекулярне та іонне рівняння реакції, що відбувається при розчиненні силікату натрію у воді. Яку технічну назву мають силікати натрію та калію? Де вони застосовуються?

19. Які вихідні речовини використовують для добування скла? Скласти рівняння реакцій, що відбуваються при утворенні скла.

20. Які кислоти відповідають діоксиду кремнію? У чому полягає особливість кремнієвих кислот порівняно з іншими кислотами? Як називаються солі кремнієвих кислот?

21. З огляду на будову зовнішнього електронного шару охарактеризувати валентні можливості та ступені окиснення елементів VI групи головної підгрупи періодичної системи.

22. Записати рівняння реакцій, які відбуваються під час розчинення СО₂ у воді. Які рівноваги встановлюються у цьому випадку? Як вплине збільшення тиску на зміщення рівноваги?

23. Карбонат кальцію розкладається при нагріванні на оксид кальцію і діоксид вуглецю. Яка маса природного вапняку, який містить 90% карбонату кальцію, необхідна для одержання 7,0 т негашеного вапна?

24. Крізь розчин, що містить 7,4 г гідроксиду кальцію, пропустили 3,36 л діоксиду вуглецю, взятого за нормальних умов. Знайти загальну масу солей, що утворилися внаслідок реакції.

25. При розкладанні карбонату кальцію виділилось 11,2 л діоксиду вуглецю. Чому дорівнює маса гідроксиду калію, необхідна для зв'язування газу, що виділився, в карбонат?

26. Які сполуки називаються карбідами й силіцидами? Написати рівняння реакцій: а) карбіду алюмінію з водою; б) силіциду магнію з соляною кислотою. Чи є ці реакції окисно-відновними? Чому?

27. На підставі електронних рівнянь скласти рівняння реакції фосфору з азотною кислотою, враховуючи, що фосфор набуває найвищого ступеню окиснення, а азот ступеню окиснення +4.

28. Чому сірчиста кислота може виявляти як окисні, так і відновні властивості? На основі електронних рівнянь скласти рівняння реакцій H₂SO₃ а) з сірководнем; б) з хлором.

29. Як виявляє себе сірководень в окисно-відновних реакціях? Чому? Скласти електронні та молекулярні рівняння реакцій взаємодії розчину сірководню: а) з хлором; б) з киснем.

30. Чому азотиста кислота може виявляти як окисні, так і відновні властивості? На основі електронних рівнянь скласти рівняння реакцій HNO₂ а) з бромною водою; б) з HJ.

31. Які властивості в окисно-відновних реакціях виявляє сірчана кислота? Написати рівняння реакцій взаємодії розбавленої сірчаної кислоти з магнієм та концентрованої - з міддю. Вказати окисник і відновник.

32. В якій газоподібній сполуці азот виявляє свій найнижчий ступінь окиснення? Написати рівняння реакції одержання цієї сполуки при взаємодії хлориду амонію з гідроксидом калію. Де застосовується цей газ?

33. Як змінюються окисні властивості галогенів у підгрупі зверху вниз та відновні властивості їх негативно заряджених іонів? Чому? Скласти електронні і молекулярні рівняння реакцій: а) С1₂ + J + Н₂О →; б) KJ + Br₂ →. Вказати окисник і відновник.

34. Як змінюються неметалічні властивості у підгрупі кисню від кисню до телуру? Чому? Чому кисень, як правило, виявляє валентність, що дорівнює 2, на відміну від своїх аналогів, які можуть виявляти валентність, що дорівнює 2, 4, 6?

35. Написати рівняння реакцій взаємодії металів різної активності з розбавленим та концентрованим розчинами сірчаної кислоти.

36. Яке застосування знаходить кремній? Скласти рівняння реакцій, які необхідно провести для здійснення наступних перетворень:

SiO₂ → Si → K₂Si0₃ → H₂Si0₃

37. Рівняння окисно-відновних реакцій написати на основі електронних рівнянь.

38. Які з солей карбонатної кислоти мають найбільше промислове застосування? Як одержати соду, виходячи з металічного натрію, соляної кислоти, мармуру та води? Чому в розчині с іди лакмус набуває синього забарвлення? Відповідь підтвердити рівняннями відповідних реакцій.

39. Чим суттєво відрізняється дія розведеної азотної кислоти на метали від дії хлороводневої (соляної) та розведеної сірчаної кислот? Що є окисником у першому випадку, що - у двох інших? Навести приклади.

40. Що представляють собою силікати? Які виробництва відносяться до силікатної промисловості?

41. Які з солей кремнієвої кислоти мають найбільше промислове застосування? Що таке рідке скло? Як здійснити перетворення

SiO₂ →K₂SiO₃ → H₂SiO₃ ?

42. Як одержують діоксид вуглецю в промисловості та в лабораторії. Написати рівняння відповідних реакцій та реакцій, за допомогою яких можна здійснити такі перетворення.

Твердість води