Алотропні видозміни вуглецю.

Неметали. Гiдроген. Гологени. №6

Загальна характеристика неметалiв

Елементи з неметалевими властивостями знаходяться в IIIA-VIIA — групах Періодичної системи.

Зазвичай серед неметалів розглядають також водень Н, хоча це не зовсім точно, оскільки водню притаманні як неметалеві, так і металеві хімічні властивості.

Загальна електронна формула атомів неметалів ns2np1-5, цьому відповідає велика різноманітність ступенів окислення неметалів у з’єднаннях. Характерною особливістю неметалів є більший (в порівнянні з металами) число електронів на зовнішньому енергетичному рівні їх атомів. Це визначає їх велику здатність до приєднання додаткових електронів і прояву високою окисної активності. Ось чому значення електронегативності у них великі. Звідси різноманіття в хімічних властивостях і способах отримання неметалів.

Інша характерна особливість неметалів — прагнення утворювати ковалентні зв’язки з атомами інших неметалів і амфотерних елементів. Тому і прості речовини і сполуки неметалів мають ковалентное будова.

У вільному вигляді зустрічаються газоподібні речовини — F2, Cl2, O2, N2 і Н2, тверді — I2, At, S, Te, P, As, C, Si і В, при кімнатній температурі відомий один рідкий неметал — бром Br2.

Нерідко для неметалів спостерігається алотропія, наприклад у кисню (О2 і О3) і вуглецю (графіт, алмаз, карбін, фулерен).

У природі зустрічаються самородні неметали — N2 і O2 (в повітрі), сірка (в земній корі), але частіше неметали в природі знаходяться в хімічно зв’язаному вигляді. В першу чергу це вода і розчинені в ній солі, потім — мінерали і гірські породи (наприклад, різні силікати, алюмосилікати, фосфати, борати, сульфати і карбонати).

За поширеністю в земній корі неметали займають самі різні місця: від трьох найпоширеніших елементів (O, Si, H) до досить рідких (As, Se, I, Te).

Карбо́н (С) або вугле́ць — хімічний елемент з атомним номером 6. Назва Карбон рекомандована IUPAC, вуглець — традиційна назва. Карбон належить до групи 14 періодичної системи за сучасною класифікацією або до основної підгрупи IV групи за старою класифікацією. Простої речовини під назвою вуглець не існує, різні алотропіні видозміни Карбону мають свої власні назви.

Карбон є одним із поширених елементів земної кори, складаючи близько 0,1% її маси. Сполуки вуглецю є основою всіх живих організмів.

Алотропні видозміни вуглецю.

Елементарний вуглець утворює три алотропні видозміни: алмаз, графіт і карбін.

Алмаз— безбарвна, прозора кристалічна речовина, що надзвичайно сильно переломлює промені світла. Атоми вуглецю в алмазі знаходяться в стані sp3-гібридизації. У збудженому стані відбувається розпарювання валентних електронів в атомах вуглецю та освіта чотирьох не спарених електронів.

Кожен атом вуглецю в алмазі оточений чотирма іншими, розташованими від нього в напрямку від центра в тетраедрів до вершин. Відстань між атомами в тетраедрах дорівнює 0, 154 нм. Міцність усіх зв’язків однакова. Таким чином, атоми в алмазі «упаковані» дуже щільно. При 20оС щільність алмаза складає 3,1515 г/см3. Цим пояснюється його виняткова твердість. Алмаз погано проводить електричний струм. Основна маса утворених алмазів — невеликі кристали й алмазний пил.

Алмази при нагріванні без доступу повітря вище 1000оС перетворюється в графіт. При 1750оС перетворення алмазу в графіт відбувається швидко.

Графіт — сіро-чорна кристалічна речовина з металевим блиском, жирна на дотик, по твердості поступається навіть паперу.

Атоми вуглецю в кристалах графіту знаходяться в стані sp2 — гібридизації: кожний з них утворює трьох ковалентні ơ-зв’язкуз сусідніми атомами. Кути між напрямками зв’язків дорівнює 120о. У результаті утвориться сітка, що складається з правильних шестикутників. Відстань між сусідніми ядрами атомів вуглецю всередині шару складає 0,142 нм.

Графіт має низьку механічну міцність і легко розщеплюється на лусочки, які самі по собі дуже міцні. Зв’язок між шарами атомів вуглецю в графіті частково має металевий характер. Цим пояснюється той факт, що графіт добре проводить електричний струм, але все ж не так, як метал.

При нагріванні без доступу повітря графіт не зазнає ніякої зміни до 3700оС. При зазначеній температурі він виганяється, не плавлячись. Графіт термодінамічен, стійкий у широкому інтервалі температур і тисків. Щільність складає 2,256 г/см3.

Адсорбція (лат. ad — на, при; sorbeo — поглинаю) — це, в широкому сенсі, процес зміни концентрації біля поверхні розділу двох фаз, а в більш вузькому і вживаною — це підвищення концентрації однієї речовини (газ, рідина) біля поверхні іншого речовини (рідина, тверде тіло).

2KMnO4+16HCI=2KCI+2MnCI2+5CI2+8H2O

Mn+7-5e=Mn+2 5 10 2

2CI-+2e=CI20 2 5

Гiдроген хлорид

Хлорово́день (HCl) — безбарвний задушливий газ з різким запахом, димить на повітрі. Легко розчиняється у воді (500 об'ємів газу у 1 об'ємі води) з утворенням соляної кислоти. Іноді хлороводнем помилково називають соляну кислоту.

Фізичні властивості

Хлористий водень складається з двоатомних молекул, кожна з яких складається з Гідрогену і Хлору. Молекула пов'язана ковалентним зв'язком. Так як атом Хлору набагато більш електронегативний, ніж атом Гідрогену, ковалентний зв'язок між двома атомами абсолютно полярний. Отже, молекула має великий дипольний момент з негативним частковим зарядом δ− на атом хлору і позитивний частковий заряд δ+ в атомі водню. Частково через високу полярність, HCl дуже розчинний у воді (і в інших полярних розчинниках). При контакті, H₂O і HCl в сукупності утворюють катіон гідроксонію, Н₃O⁺ та хлорид анiон Cl⁻ через оборотну хімічну реакцію:

Отриманий розчин — соляна кислота. Процес розчинення сильно екзотермічний. Константа дисоціації або константа іонізації,Ka, велика, що означає, HCl дисоціює і іонізується практично повністю у воді. Навіть за відсутності води, хлористий водень все ще може виступати як кислота. Наприклад, хлористий водень може розчинятися в деяких інших розчинниках, таких як метанол. Через свій кислий характер, хлористий водень відноситься до корозійних матеріалів, особливо в присутності вологи.

З водою HCl утворює азеотропну суміш, що містить 20,24% HCl.

Хімічні властивості

1.Соляна кислота є сильною одноосновною кислотою, вона енергійно взаємодіє з усіма металами, що стоять в ряду напруг лівіше водню, з основними та амфотерними оксидами, основами і солями, утворюючи солі — хлориди:

Хлориди надзвичайно поширені і мають дуже широке застосування (галіт, сильвін). Більшість з них добре розчиняється у воді і повністю дисоціює на іони. Слаборозчинними є хлорид свинцю (PbCl2), хлорид срібла (AgCl), хлорид ртуті (I) (Hg2Cl2 ,каломель) і хлорид міді (I) (CuCl), що використовується в аналітичній хімії для якісного виявлення хлоридів.

2. При дії сильних окисників або при електролізі хлороводень проявляє відновні властивості:

3. При нагріванні хлороводень окислюється киснем (каталізатор — хлорид міді (II) CuCl2):

4. Проте, концентрована соляна кислота реагує з міддю, при цьому утворюється комплекс одновалентного Купруму:

5. Суміш 3 об'ємних частин концентрованої соляної і 1 об'ємної частки концентрованої азотної кислот називається «Царська вода» (також «Царська водка», «Царська горілка»). Царська вода здатна розчиняти навіть золото та платину. Висока окисна активність царської горілки обумовлена ​​присутністю в ній хлористого нітрозилу та хлору, що знаходяться в рівновазі з вихідними речовинами:

Завдяки високій концентрації хлорид-іонів в розчині метал зв'язується в хлоридний комплекс, що сприяє його розчинення:

6.Для хлороводню також характерні реакції приєднання до кратних зв'язків (електрофільне приєднання):

7. Приєднується до сірчаного ангідриду, утворюючи хлорсульфонову кислоту HSO3Cl:

Отримання

У лабораторних умовах хлороводень одержують при дії концентрованої сульфатної кислоти на хлорид натрію при сильному нагріванні:

У промисловості його добувають зазвичай спалюванням водню в атмосфері хлору у спеціальних пальниках:

HCl також можна отримати гідролізом ковалентних галогенідів, таких як хлористий фосфорит, тіонілхлорид (SOCl2), і гідролізом хлорангідридів карбонових кислот:

Соляну кислоту отримують розчиненням газоподібного хлороводню у воді. Цілком сухий HCl не проводить електричного струму і майже не взаємодіє з металами.

Оксиди галогенів

F₂O (іногді називають оксиген дифторидом)- безбарвний газ (т.пл. -224⁰С, т.кип. -145⁰С), який може бути одержаний при пропусканні фтора через 2%-ний водний розчин NaOH:
2F₂ + 2NaOH = F₂О­ + 2NaF +H₂O.
При збільшенні концентрації NaOН вихід F₂O зменшується через перебіг побічної реакції:
F₂О + 2NaOH = O_2­ + 2NaF + H₂O.
Хлор (I)оксид Cl₂O- жовто-коричневий газ (т.пл. -116⁰С, т.кип. 4⁰С).
Його отримують, пропускаючи струм хлора через трубку із свіжоосадженим і потім висушеним меркурій (ІІ) оксидом:
2HgO + 2Cl₂ Hg₂OСl₂ + Cl₂O­.
Утворений Cl₂O конденсують при температурі -60^оС. Сполука вкрай нестійка, при підвищеній температурі розкладається з вибухом.
Cl₂O добре розчиняється у воді (при 0^оС 1 об. H₂O розчиняє 200 об. Cl₂O), його водний розчин проявляє властивості слабкої кислоти:
H₂O + Cl₂O = 2HClO.
Бром (I) оксид Br₂O нагадує за властивостями і методу синтезу Cl₂O.
Діоксиди ClO₂ і BrO₂. Діоксид хлора ClO₂ при стандартних умовах - жовтий газ (т.пл.-60⁰С, т.кип. 10⁰С). Це єдиний із оксидів галогенів, який використовується в промисловості, наприклад, як відбілююча речовина. В техніці його одержують пропусканням SO₂ в підкислений розчин натрій хлорату:
2NaClO₃ + SO₂ + H₂SO₄ = 2NaHSO₄ + 2ClO_2­ .
В лабораторних умовах ClO₂ синтезують із хлорату KClO₃ і вологої щавлевої кислоти в присутності концентрованої сульфатної кислоти:
2KClO₃ + H₂C₂O₄ +H₂SO₄ = K₂SO₄ +2ClO_2­ + 2CO_2­ +2H₂O.
Одержаний ClO₂ розбавлений CO₂, що знижує ймовірність вибуху. Якщо ж використовувати концентровану H₂SO₄ і KClO₃, то реакція стає вибухонебезпечною:
3KClO₃ +3H₂SO_4,конц. = 3KHSO₄ +2ClO_2­ + HClO₄ +Н₂О.
Працювати з ClO₂ треба вкрай обережно: він вибухає від незначної механічної дії, введення в систему відновника (гумова пробка), при нагріванні до 100^оС.
Молекули ClO₂ и BrO₂ Ðмають кутову будову ОСlО = 117.6⁰, l(Cl-O) = 1.47Å. В лужному середовищу ClO₂ диспропорціонує
2ClO₂ + 2NaOH = NaClO₂ + NaClO₃ + H₂O.
BrO₂(т.пл. -40⁰С) - нестійкий оксид и вище -40⁰С розкладається:
.
I₂O₄ - жовта кристалічна речовина, побудована із йонів IO⁺ і IO^-₃ . При нагріванні вище 100⁰С розкладається на I₂ і O₂.
Хлор (VI) оксид Cl₂O₆-червона маслоподібна рідина (т.пл. 3.5⁰С, т.кип. 203⁰С), вибухонебезпечна, легко розкладається на ClO₂ і O₂. В твердій фазі побудований із йонів і . Є змішаним ангідридом кислот HClO₃ и HClO₄.

Cl₂O₆ + H₂O = HClO₃ + HClO₄.
Утворюється при окисненні ClO₂ озоном:
.
Йод (V)оксид I₂O₅ - бела тверда речовина (т.пл. 300⁰С), єдиний термодинамічно стійкий із оксидів галогенів. Твердий оксид I₂O₅ складається із молекул O₂IOIO₂,, зв’язаних між собою слабкою міжмолекулярною взаємодією. Одержують I₂O₅ дегідратацією HIO₃ при 200-250⁰С в струмені сухого повітря. I₂O₅ використовується як окисник в кількісному аналізі для визначення СО:
5СО + I₂O₅ I₂ + 5CO₂.
Хлор (VII)оксид Cl₂O₇- масляниста безбарвна рідина (т.пл.-93⁰С, т.кип. 80⁰С), легко вибухає. Молекула Cl₂O₇ побудована з двох тетраедрів ClO₄, що мають спільну вершину. Cl₂O₇ - ангідрид хлорної кислоти HClO₄. Його одержують дегідратацією концентрованої хлорної кислоти за допомогою P₂O₅ с наступною обережною перегонкою у вакуумі:
6HClO₄ + P₂O₅ 3Cl₂O₇ + 2H₃PO₄.