Функции неметаллов

Размещено на http://www.allbest.ru/

ГБОУ г. Москвы "Школа с углубленным изучением

иностранных языков № 1220"

Реферат по химии на тему:

«Функции неметаллов»

Выполнила ученица 9 «Б» класса

Фесенко Оксана

Москва -- 2015



Содержание

1. Общая характеристика неметаллов

2.Бор

3. Неметаллы IV группы

4. Неметаллы V группы

5. Неметаллы VI группы

6. Неметаллы VII группы



1. Общая характеристика неметаллов

Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Из 118 элементов 22 относятся к неметаллам: гелий, неон, аргон, криптон, ксенон, радон, фтор, хлор, бром, йод, астат, кислород, сера, селен, теллур, азот, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор, водород. Однако это деление условное. При определенных условиях некоторые металлы могут проявлять неметаллические свойства, а некоторые неметаллы - металлические свойства.

Неметаллы -- химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы.

Характерной особенностью неметаллов является большее (по сравнению с металлами) число электронов на внешнем энергетическом уровне их атомов. Это определяет их большую способность к присоединению дополнительных электронов, и проявлению более высокой окислительной активности, чем у металлов.

Благодаря высоким значениям энергии ионизации неметаллов, их атомы могут образовывать ковалентные химические связи с атомами других неметаллов и амфотерных элементов. В отличие от преимущественно ионной природы строения соединений типичных металлов, простые неметаллические вещества, а также соединения неметаллов имеют ковалентную природу строения.

Почти все неметаллы не проводят тепло и электрический ток, поскольку у них нет свободных носителей заряда - электронов, все они использованы для образования химических связей. Кристаллы неметаллов непластичные и хрупкие, так как любая деформация приводит к разрушению химических связей. Большинство из неметаллов не имеют металлического блеска.

2. Бор

Бор -- элемент главной подгруппы третьей группы, второго периода периодической системы химических элементов с атомным номером 5. Обозначается символом B (лат. Borum).

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.

Получение

Наиболее чистый бор получают пиролизом бороводородов. Такой бор используется для производства полупроводниковых материалов и тонких химических синтезов.

Метод металлотермии (чаще восстановление магнием или натрием):

Термическое разложение паров бромида бора на раскаленной (1000--1200 °C) вольфрамовой проволоке в присутствии водорода (метод Ван-Аркеля):

Химические свойств

Ионы бора окрашивают пламя в зелёный цвет.

По многим физическим и химическим свойствам неметалл бор напоминает кремний.

Химически бор довольно инертен и при комнатной температуре взаимодействует только со фтором:

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:

С водородом бор напрямую не взаимодействует, хотя известно довольно большое число бороводородов (боранов) различного состава, получаемых при обработке боридов щелочных или щелочноземельных металлов кислотой:

При сильном нагревании бор проявляет восстановительные свойства. Он способен, например, восстановить кремний или фосфор из их оксидов:

Данное свойство бора можно объяснить очень высокой прочностью химических связей в оксиде бора B₂O₃.

При отсутствии окислителей бор устойчив к действию растворов щелочей. В горячей азотной, серной кислотах и в царской водке бор растворяется с образованием борной кислот.

Оксид бора -- типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты.

При взаимодействии борной кислоты со щелочами возникают соли не самой борной кислоты -- бораты (содержащие анион BO₃^3?), а тетрабораты.

Применение

Бор (в виде волокон) служит упрочняющим веществом многих композиционных материалов. Также бор часто используют в электронике для изменения типа проводимости кремния.

Бор применяется в металлургии в качестве микролегирующего элемента, значительно повышающего прокаливаемость сталей.

Бор применяется и в медицине при бор-нейтронозахватной терапии (способ избирательного поражения клеток злокачественных опухолей)

3. Неметаллы IV группы

Главную подгруппу IV группы периодической системы элементов составляют углерод, кремний, германий, олово и свинец. Углерод и кремний - неметаллы, германий, олово, свинец -- металлы.

На внешнем электронном слое атомы этих элементов имеют 4 электрона: ns²np².

Кремний и углерод проявляют как положительную, так и отрицательную степени окисления: --4, +2, +4.

Высшие оксиды углерода и кремния (С0₂, Si0₂) обладают кислотными свойствами.

Угольная и кремниевая кислоты (Н₂СО₃, H₂SiO3) -- слабые кислоты. Водородные соединения: СН₄; SiH₄.

Метан -- CH₄ -- прочное соединение, силан SiH₄ - менее прочное соединение.

Свободный углерод находится в природе в виде алмаза и графита. В атмосфере и гидросфере углерод находится в виде углерода диоксида CO₂\, в воздухе\0,046% CO₂ по массе, в водах рек, морей и океанов в ~ 60 раз больше. Углерод входит в состав растений и животных (~18%).

Химические свойства

Углерод - малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах.

Восстановительные свойства:

1) с кислородом

C0 + O2 -t° CO2 углекислый газ

при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание:

2C0+O₂ = 2CO угарный газ

2) со фтором

С + 2F2 = CF4

3) с водяным паром

C0+H2O = 1200°С+2O+H2 водяной газ

4) с оксидами металлов

C0+ 2CuO -t° 2Cu + C+4O2

5) с кислотами - окислителями:

C0 + 2H2SO4(конц.) = С+4O2 + 2SO2 + 2H2O

С0 + 4HNO3(конц.) = С+4O2 + 4NO2 + 2H2O

Окислительные свойства

6) с некоторыми металлами образует карбиды

4Al + 3C0 = Al4C3

Ca + 2C0 = CaC2-4

7) с водородом

C0 + 2H2 = CH4

Аллотропия

Алмаз - кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло.

Применение: шлифовальный порошок, буры, стеклорезы, после огранки - бриллианты.

Графит - кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тёмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток.

Применение: электроды, карандашные грифели, замедлитель нейтронов в ядерных реакторах, входит в состав некоторых смазочных материалов.

Карбин - чёрный порошок; r = 2 г/см3; полупроводник. При нагревании переходит в графит.

В свободном виде кремний не встречается, бывает только в виде соединений. Наиболее стойким соединением кремния является оксид кремния (IV), или кремнезем. Кристаллический кремнезем находится в природе главным образом в виде минерала кварца. На дне морей имеются отложения тонкого пористого аморфного кремнезема, который называют трепелом, кизельгуром или инфузорной землей. Кремний входит в состав полевого шпата, слюды, глины, асбеста.

Кремний -- темно-серое вещество с металлическим блеском. Он хрупок и, как и углерод, тугоплавок. Обладает полупроводниковыми свойствами.

Химические свойства.

Восстановитель.

Непосредственно реагирует только со фтором

Si + 2F = SiF₄ (фторид кремния).

Кремний не взаимодействует с кислотами (кроме смеси плавиковой и азотной кислот), в то время как со щелочами реагирует очень энергично:

Si + 2NaOH + Н₂0 = Na₂SiO₃ + +2Н₂

При нагревании кремний соединяется с кислородом:

Si + О₂ = SiO₂

Кремний образует также соединение с водородом -- силан:

Si + 2Н₂ = SiH₄.

С углеродом кремний образует карборунд (карбид кремния) -- кристаллическое, построенное по типу алмаза вещество:

Si0₂ + 2С = SiC + С0₂.

Соединения кремния с металлами называются силицидами:

Si + 2Mg = Mg2Si (силицид магния).

Получение

Получают кремний путем его восстановления из кремнезема:

SiO₂+ 2Mg = 2MgO + Si

В промышленности кремнезем восстанавливают углем в электрических печах:

SiO₂ + 2С = Si + 2СО

4. Неметаллы V группы

К главной подгруппе V группы периодической системы принадлежат азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Азот, фосфор и мышьяк -- неметаллы, сурьма и висмут -- металлы.

Способность к присоединению электронов выражена у них значительно слабее,чем у соответствующих элементов VI и VII групп. Благодаря наличию пяти наружных электронов, высшая положительная окисленность элементов этой подгруппы равна -5, а отрицательная - 3.

Подгруппа азота, или пниктогены, также пниктиды -- химические элементы 15-й группы переодической таблицы химических элементо. В группу входят азот N, фосфор P, мышьяк As, сурьма Sb, висмут Bi и искусственно полученный унунпентий Uup. Элементы главной подгруппы V группы, имеют пять электронов на внешнем электронном уровне. В целом характеризуются как неметаллы. Способность к присоединению электронов выражена значительно слабее, по сравнению с халькогенами и галогенами. Все элементы подгруппы азота имеют электронную конфигурацию внешнего энергетического уровня атомы nsІnpі и могут проявлять в соединениях степени окисления от ?3 до +5. Вследствие относительно меньшей электроотрицательности связь с водородом менее полярна, чем связь с водородом халькогенов и галогенов. Водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода, иными словами, не обладают кислотными свойствами. В данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы -- подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

Азот -- бесцветный газ, не имеющий запаха, мало растворим в воде(2,3 мл/100г при 0 °C, 0,8 мл/100г при 80 °C).

Также может быть и в жидком состоянии, при температуре кипения -- 195,8 °C -- бесцветная жидкость. При контакте с воздухом поглощает кислород.

При температуре в ?209,86 °C азот переходит в твердое состояние в виде снега. При контакте с воздухом поглощает кислород, при этом плавится, образуя раствор кислорода в азоте.

Происходит от греческого слова azoos - безжизненный, по-латыни Nitrogenium. Химический знак элемента - N. Азот - химический элемент V группы периодической системы Менделеева, порядковый номер 7, относительная атомная масса 14, 0067; бесцветный газ, не имеющий запаха и вкуса. Природные соединения азота - хлористый аммоний NH₄CI и различные нитраты. Крупные скопления селитры характерны для сухого пустынного климата (Чили, Средняя Азия). Долгое время селитры были главным поставщиком азота для промышленности (сейчас основное значение для связывания азота имеет промышленный синтез аммиака из азота воздуха и водорода). Небольшие количества связанного азота находятся в каменном угле (1 - 2, 5%) и нефти (0, 02 - 1, 5%), а также в водах рек, морей и океанов.

Азот накапливается в почвах (0, 1%) и в живых организмах (0, 3%). Хотя название “азот” означает “не поддерживающий жизни”, на самом деле это необходимый для жизнедеятельности элемент. В белке животных и человека содержится 16 - 17% азота. В организмах плотоядных животных белок образуется за счет потребляемых белковых веществ, имеющихся в организмах травоядных животных и в растениях. Растения синтезируют белок, усваивая содержащиеся в почве азотистые вещества, главным образом неорганические. Значительные количества азота поступают в почву благодаря азотфиксирующим микроорганизмам, способным переводить свободный азот воздуха в соединения азота.

В природе осуществляется круговорот азота, главную роль в котором играют микроорганизмы - нитрофицирующие, денитрофицирующие, азотфиксирующие и др. Однако в результате извлечения из почвы растениями огромного количества связанного азота (особенно при интенсивном земледелии) почвы оказываются обедненными. Дефицит азота характерен для земледелия почти всех стран, наблюдается дефицит азота и в животноводстве (“белковое голодание”). На почвах, бедных доступным азотом, растения плохо развиваются. Хозяйственная деятельность человека нарушает круговорот азота. Так, сжигание топлива обогащает атмосферу азотом, а заводы, производящие удобрения, связывают азот из воздуха. Транспортировка удобрений и продуктов сельского хозяйства перераспределяет азот на поверхности земли.

Азот - четвертый по распространенности элемент Солнечной системы ( после водорода, гелия и кислорода.

Получение и применение:

В лаборатории азот легко может быть получен при нагревании концентрированного нитрита аммония:

NH₄NO₂ = N₂ + 2H₂O.

Технический способ получения азота основан на разделении предварительно сжиженного воздуха, который затем подвергается разгонке.

Основная часть добываемого свободного азота используется для промышленного производства аммиака, который затем в значительных количествах перерабатывается на азотную кислоту, удобрения, взрывчатые вещества и т. д. Помимо прямого синтеза аммиака из элементов, промышленное значение для связывания азота воздуха имеет разработанный в 1905 цианамидный метод, основанный на том, что при 10000С карбид кальция (получаемый накаливанием смеси известии угля в электрической печи) реагирует со свободным азотом:

CaC₂ + N₂ = CaCN₂+ C.

Образующийся цианамид кальция при действии перегретого водяного пара разлагается с выделением аммиака:

CaCN₂ + 3H₂O = CaCO₃ + 2NH₃.

Cвободный азот применяют во многих отраслях промышленности: как инертную среду при разнообразных химических и металлургических процессах, для заполнения свободного пространства в ртутных термометрах, при перекачке горючих жидкостей и т. д. Жидкий азот находит применение в различных холодильных установках. Его хранят и транспортируют в стальных сосудах Дьюара, газообразный азот в сжатом виде - в баллонах. Широко применяют многие соединения азота. Производство связанного азота стало усиленно развиваться после 1-й мировой войны и сейчас достигло огромных масштабов.

Химические свойства азота

Из-за наличия прочной тройной связи молекулярный азот малоактивен, а соединения азота термически малоустойчивы и относительно легко разлагаются при нагревании с образованием свободного азота.

1. Взаимодействие с металлами

При обычных условиях молекулярный азот реагирует лишь с некоторыми сильными восстановителями, например, литием:

6Li + N2 = 2Li3N.

Для образования нитрида магния из простых веществ требуется нагревание до 300 °С:

3Mg + N2 = Mg3N2.

Нитриды активных металлов представляют собой ионные соединения, которые гидролизуются водой с образованием аммиака.

2. Взаимодействие с кислородом

Только под действием электрического разряда азот реагирует с кислородом:

O2 + N2 = 2NO.

3. Взаимодействие с водородом

Реакция с водородом протекает при температуре порядка 400 °С и давлении 200 атм в присутствии катализатора - металлического железа:

3H2 + N2 = 2NH3.

4. Взаимодействие с другими неметаллами

При высоких температурах реагирует с другими неметаллами, например, с бором:

2B + N2 = 2BN.

Азот непосредственно не взаимодействует с галогенами и серой, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным путем. С водой, кислотами и щелочами азот не взаимодействует.

Если внимательно взглянуть на азот в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева, то можно заметить, что он имеет переменную валентность. Это значит, что азот образует сразу несколько бинарных соединений с кислородом. Некоторые из них были открыты недавно, а некоторые - изучены вдоль и поперек. Существуют малостабильные и устойчивые оксиды азота. Химические свойства каждого из этих веществ совершенно разные, поэтому при их изучении нужно рассматривать как минимум пять оксидов азота.

Оксиды азота и их свойства

Оксид	Название	Растворимость в воде	Температура кипения	Температура плавления	Применение
N2O	оксонитрид азота, оксид диазота, закись азота или веселящий газ.	Растворим в воде	-88,48°C	-90,86°C	Средство для ингаляционного наркоза. Добавка E942 в пищевой промышленности. Для улучшения технических характеристик двигателей. внутреннего сгорания.
NO	монооксид азота, окись азота и нитрозил-радикал.	0,01 г/100 мл	?151,7°C	?163,6°C	Получение NO является одной из стадий получения азотной кислоты.
N2O3	азотистый ангидрид или сесквиоксид азота.	0,01 г/100 мл	4,5°C	?102°C	В лабораториях получают азотистую кислоту и ее соли.
NO2	Диоксид азота или бурый газ.	при растворении NO2 в тёплой воде образуются HNO3 и NO	21,1°C	-11,2°C	С помощью него производят серную и азотную кислоты, окисляют жидкое ракетное топливо и смесевые взрывчатые вещества.
N2O5	пентаоксид диазота, нитрат нитроила или азотный ангидрид.	Растворяется в воде с образованием азотной кислоты	-	32,3°C	Из-за своей крайней неустойчивости в чистом виде нигде не используется.

Азотная кислота (HNO₃) -- сильная одноосновная кислота. Твёрдая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решётками.

Азотная кислота смешивается с водой в любых соотношениях. В водных растворах она практически полностью диссоциирует на ионы. Образует с водой азеотропную смесь с концентрацией 68,4 % и tкип120 °C при нормальном атмосферном давлении. Известны два твёрдых гидрата: моногидрат (HNO₃·H₂O) и тригидрат (HNO₃·3H₂O).

Высококонцентрированная HNO₃ имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения:

При нагревании азотная кислота распадается по той же реакции. Азотную кислоту можно перегонять без разложения только при пониженном давлении.

Золото, некоторые металлы платиновой группы и тантал инертны к азотной кислоте во всём диапазоне концентраций, остальные металлы реагируют с ней, ход реакции при этом определяется её концентрацией.

HNO₃ как сильная одноосновная кислота взаимодействует:

а) с основными и амфотерными оксидами:

б) с основаниями:

в) вытесняет слабые кислоты из их солей:

При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается:

Азотная кислота в любой концентрации проявляет свойства кислоты-окислителя, при этом азот восстанавливается до степени окисления от +4 до ?3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты. Как кислота-окислитель, HNO3взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO₃

Разбавленная HNO3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода:

Азотная кислота окисляет неметаллы, при этом азот обычно восстанавливается до NO или NO₂:

и сложные вещества, например:

Азотная кислота является сильной кислотой. Её соли -- нитраты-- получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидрооксиды или карбонаты Все нитраты хорошо растворимы в воде. Нитрат-ион в воде не гидролизуется.

Соли азотной кислоты при нагревании необратимо разлагаются, причём состав продуктов разложения определяется катионом:

а) нитраты металлов, стоящих в ряду напряжений левее магния:

б) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений между магнием и медью:

в) нитраты металлов, расположенных в ряду напряжений правее ртути:

г)нитрат аммония:

Применение

• в производстве минеральных удобрений;

• в военной промышленности (дымящая -- в производстве взрывчатых веществ, как окислитель ракетного топлива, разбавленная -- в синтезе различных веществ, в том числе отравляющих);

• крайне редко в фотографии -- разбавленная -- подкисление некоторых тонирующих растворов;

• в станковой графике -- для травления печатных форм (офортных досок, цинкографических типографских форм и магниевых клише).

• в производстве красителей и лекарств (нитроглицерин)

• в ювелирном деле -- основной способ определения золота в золотом сплаве;

• в основном органическом синтезе (нитроалканы, анилин, нитроцеллюлоза, тротил...)

Азотистая кислота HNO₂ -- слабая одноосновная кислота, существует только в разбавленных водных растворах, окрашенных в слабый голубой цвет, и в газовой фазе. Соли азотистой кислоты называются нитритами или азотистокислыми. Нитриты гораздо более устойчивы, чем HNO₂, все они токсичны.

Химические свойства:

В водных растворах существует равновесие:

При нагревании раствора азотистая кислота распадается с выделением NO и образованием азотной кислоты:

HNO2 является слабой кислотой. В водных растворах диссоциирует (KD=4,6·10?4), немного сильнее уксусной кислоты. Легко вытесняется более сильными кислотами из солей:

Азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства. При действии более сильных окислителей (пероксид водорода, хлор, перманганат калия) окисляется в азотную кислоту:

В то же время она способна окислять вещества, обладающие восстановительными свойствами:

Применение

Азотистая кислота применяется для диазотирования первичных ароматических аминов и образования солей диазония. Нитриты применяются в ограническом синтезе при производстве органических красителей.

Аммиак -- NH₃,нитрид водорода, при нормальных условиях -- бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта).

Химические свойства

Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразователь (не следует путать понятия «нуклеофил» и «основание Бренстеда». Нуклеофильность определяется сродством к положительно заряженной частице. Основание имеет сродство к протону. Понятие «основание» является частным случаем понятия «нуклеофил»). Так, он присоединяет протон, образуя ион аммония:

Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса:

Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония:

Аммиак также является очень слабой кислотой (в 10 000 000 000 раз более слабой, чем вода), способен образовывать с металлами соли -- амиды. Соединения, содержащие ионы NH₂?, называются амидами, а N₃ -- нитридами. Амиды щелочных металлов получают, действуя на них аммиаком:

Амиды, имиды и нитриды ряда металлов образуются в результате некоторых реакций в среде жидкого аммиака. Нитриды можно получить нагреванием металлов в атмосфере азота.

Применение аммиака и его солей основано на специфических свойствах. Аммиак служит сырьём для производства азотосодержащих веществ, а также в составе солей широко применяется в качестве минеральных удобрений. Водный раствор аммиака можно купить в аптеках под названием нашатырный спирт.

Белый фосфор -- самая химически активная модификация фосфора. Имеет молекулярное строение; формула P₄, форма молекулы--тетраэдр. По внешнему виду белый фосфор очень похож на очищенный воск или парафин режется ножом и деформируется от небольших усилий. Температура плавления 44,1 °C, плотность 1823 кг/мі. Чрезвычайно химически активен. Например, он медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Явление такого рода свечения вследствие химических реакций окисления называется хемелюминесценцией (иногда ошибочно фосфоресценцией. Ядовит, летальная белого фосфора для взрослого мужчины составляет 0,05--0,1 г.

Красный фосфор -- представляет собой полимер со сложной структурой. Имеет формулу Pn. В зависимости от способа получения и степени дробления красного фосфора, имеет оттенки от пурпурно-красного до фиолетового, а в литом состоянии -- тёмно-фиолетовый с медным оттенком металлический блеск. Красный фосфор на воздухе не самовоспламеняется, вплоть до температуры 240--250 °С (при переходе в белую форму во время возгонки), но самовоспламеняется при трении или ударе, у него полностью отсутствует явление хемолюминесценции. Нерастворим в воде, а также в бензоле, сероуглероде и других, растворим в трибромиде фосфора. При температуре возгонки красный фосфор превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость его в тысячи раз меньше, чем у белого, поэтому он применяется гораздо шире, например, в производстве спичек (составом на основе красного фосфора покрыта тёрочная поверхность коробков). Плотность красного фосфора также выше, и достигает 2400 кг/мі в литом виде. При хранении на воздухе красный фосфор в присутствии влаги постепенно окисляется, образуя гигроскопичный оксид, поглощает воду и отсыревает («отмокает»), образуя вязкую фосфорную кислоту; поэтому его хранят в герметичной таре. При «отмокании» -- промывают водой от остатков фосфорных кислот, высушивают и используют по назначению.

Чёрный фосфор -- это наиболее стабильная термодинамически и химически наименее активная форма элементарного фосфора. Впервые чёрный фосфор был получен в 1914 годуамериканским физиком П.У. Бриджменом из белого фосфора в виде чёрных блестящих кристаллов, имеющих высокую (2690 кг/мі) плотность. Для проведения синтеза чёрного фосфора Бриджмен применил давление в 2Ч109 Па (20 тысяч атмосфер) и температуру около 200 °С. Начало быстрого перехода лежит в области 13 000 атмосфер и температуре около 230 °С. Чёрный фосфор представляет собой чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит, и с полностью отсутствующей растворимостью в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Чёрный фосфор проводит электрический токи имеет свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18Ч105 Па.

Металлический фосфор. При 8,3Ч1010 Па чёрный фосфор переходит в новую, ещё более плотную и инертную металлическую фазу с плотностью 3,56 г/смі, а при дальнейшем повышении давления до 1,25Ч1011 Па -- ещё более уплотняется и приобретает кубическую кристаллическую решётку, при этом его плотность возрастает до 3,83 г/смі. Металлический фосфор очень хорошо проводит электрический ток.

Мышьяк -- химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы пятой группы) четвёртого периода периодической системы; имеет атомный номер 33, обозначается символом As простое вещество представляет собой хрупкий полуметалл стального цвета. Мышьяк существует в нескольких аллотропических модификациях. Наиболее устойчив при обычных условиях и при нагревании металлический или серый мышьяк. Плотность серого мышьяка равна 5,72 г/см3. При нагревании под нормальным давлением он сублимируется. В отличие от других модификаций, серый мышьяк обладает металлической электрической проводимостью. В воде мышьяк нерастворим.

Получение мышьяка в свободном состоянии приписывают Альберту Великому (около 1250). В 1789 А. Лавуазье включил мышьяк в список химических элементов. Распространение в природе. Среднее содержание Мышьяка в земной коре 1,7*10-4% (по массе), в таких количествах он присутствует в большинстве изверженных пород. Поскольку соединения Мышьяка летучи при высоких температурах, элемент не накапливается при магматических процессах; он концентрируется, осаждаясь из горячих глубинных вод (вместе с S, Se, Sb, Fe, Co, Ni, Cu и др. элементами). При извержении вулканов Мышьяк в виде своих летучих соединений попадает в атмосферу.

Так как мышьяк многовалентен, на его миграцию оказывает большое влияние окислительно-восстановительная среда. В окислительных условиях земной поверхности образуются арсенаты (As⁵⁺) и арсениты (As³⁺). Это редкие минералы, встречающиеся только на участках месторождений мышьяка. Ещё реже встречается самородный мышьяк и минералы As²⁺. Из многочисленных минералов на основе мышьяка (около 180) основное промышленное значение имеет лишь арсенопирит FeAsS .Малые количества мышьяка необходимы для жизни. Однако в районах месторождении мышьяка и деятельности молодых вулканов почвы местами содержат до 1% М с чем связаны болезни скота, гибель растительности. Накопление мышьяка особенно характерно для ландшафтов степей и пустынь, в почвах которых мышьяк малоподвижен. Во влажном климате мышьяк легко вымывается из почв .

В живом веществе в среднем 3*10-5% мышьяка, в реках 3*10-7% мышьяка, приносимый реками в океан, сравнительно быстро осаждается. В морской воде лишь 1*10-7% мышьяка, но зато в глинах и сланцах 6,6*10-4%. Осадочные железные руды, железомарганцевые конкреции часто обогащены мышьяком.

Физические и химические свойства.

Мышьяк имеет несколько аллотропических модификаций.

Чистый Мышьяк не ядовит, но все его соединения, растворимые в воде или могущие перейти в раствор под действием желудочного сока, чрезвычайно ядовиты; особенно опасен мышьяковистый водород. Из применяемых на производстве соединений Мышьяка наиболее токсичен мышьяковистый ангидрид. Примесь Мышьяка содержат почти все сульфидные руды цветных металлов, а также железный (серный) колчедан. Поэтому при их окислительном обжиге, наряду с сернистым ангидридо.

5. Неметаллы VI группы

К главной подгруппе VI группы периодической системы относятся кислород, сера, селен, теллур и полоний. Неметаллические свойства у элементов VI-А группы выражены менее ярко, чем у галогенов. Валентными уних являются электроны ns² np⁴.

Так как атомы элементов VI-А группы содержат на внешнем слое шесть электронов, то они стремятся к заполнению электронами внешнего энергетического уровня и для них характерно образование анионов Э^2-. К образованию катионов атомы рассматриваемых элементов (кроме полония) не склонны.

Кислород и сера - типичные неметаллы, причем кислород относится к самым электроотрицательным элементам (на втором месте после фтора). Полоний - металл серебристо-белого цвета, напоминающий по физическим свойствам свинец, а по электрохимическим свойствам - благородные металлы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами, они являются полупроводниками. По химическим свойствам они стоят ближе к неметаллам. Кислород, серу, селен и теллур объединяют в группу "халькогенов", что в переводе с греческого языка означает "порождающие руды". Эти элементы входят в состав многочисленных руд. От кислорода к теллуру содержание элементов на Земле резко падает. Полоний не имеет стабильных изотопов и встречается в урановых и ториевых рудах, как один из продуктов распада радиоактивного урана.

По своим свойствам кислород и сера резко отличаются друг от друга, т.к. электронные оболочки предыдущего энергетического уровня построены у них различно. Теллур и полоний имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня (валентного слоя) и предпоследнего энергетического уровня, поэтому они в большей степени схожи по своим свойствам.

Кислород -- химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов. Простое вещество кислород при нормальных условиях -- газ без цвета, вкуса и запаха, молекула которого состоит из двух атомов кислорода (формула O₂), в связи с чем его также называют дикислород. Жидкий кислород имеет светло-голубой цвет, а твёрдый представляет собой кристаллы светло-синего цвета.Существуют и другие аллотропные формы кислорода, например, озон -- при нормальных условиях газ голубого цвета со специфическим запахом, молекула которого состоит из трёх атомов кислорода (формула O3).Слово кислород (именовался в начале XIX века ещё «кислотвором») своим появлением в русском языке до какой-то степени обязано М. В. Ломоносову, который ввёл в употребление, наряду с другими неологизмами, слово «кислота»; таким образом слово «кислород», в свою очередь, явилось калькой термина «оксиген» (фр. oxygиne), предложенного А. Лавуазье (от др.-греч. ?оэт -- «кислый» и геннЬщ -- «рождаю»), который переводится как «порождающий кислоту», что связано с первоначальным значением его -- «кислота», ранее подразумевавшим вещества, именуемые по современной международной номенклатуре оксидами. Кислород -- самый распространённый в земной коре элемент, на его долю (в составе различных соединений, главным образом силикатов) приходится около 47 % массы твёрдой земной коры. В атмосфере содержание свободного кислорода составляет 20,95 % по объёму и 23,10 % по массе (около 1015 тонн).В настоящее время в промышленности кислород получают из воздуха. Основным промышленным способом получения кислорода является криогенная ректификация. Также хорошо известны и успешно применяются в промышленности кислородные установки, работающие на основе мембранной технологии.

В лабораториях пользуются кислородом промышленного производства, поставляемым в стальных баллонах под давлением около 15 МПа.

Небольшие количества кислорода можно получать нагреванием перманганата калия KMnO4:

Используют также реакцию каталитического разложения пероксида водорода Н₂О₂ в присутствии оксида марганца(IV):

Кислород можно получить каталитическим разложением хлората калия (бертолетовой соли) KClO₃:

К лабораторным способам получения кислорода относится метод электролиза водных растворов щелочей, а также разложение оксида ртути(II) (при t = 100 °C):

На подводных лодках обычно получается реакцией пероксида натрия и углекислого газа, выдыхаемого человеком:

Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. Степень окисления ?2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

Окисляет большинство органических соединений:

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной ?1.

Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

Некоторые оксиды поглощают кислород:

По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления ?Ѕ, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O^?2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

Неорганические озонидыы содержат ион O?3 со степенью окисления кислорода, формально равной ?1/3. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

Сера -- элемент главной подгруппы VI группы, третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16. Проявляет неметаллические свойства. Обозначается символом S (лат. sulfur). В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образует многие кислоты и соли. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Сера является шестнадцатым по химической распространённости элементом в земной коре. Встречается в свободном (самородном) состоянии и связанном виде.

Важнейшие природные минералы серы: FeS₂ -- железный колчедан или пирит, ZnS -- цинковая обманка или сфалерит (вюрцит), PbS -- свинцовый блеск или галенит, HgS -- киноварь, Sb₂S₃ -- антимонит. Кроме того, сера присутствует в нефти, природном угле, природных газах и сланцах. Сера -- шестой элемент по содержанию в природных водах, встречается в основном в виде сульфат-иона и обуславливает «постоянную» жёсткость пресной воды. Жизненно важный элемент для высших организмов, составная часть многих белков, концентрируется в волосах. Слово «сера», известное в древнерусском языке с XV в., заимствовано из старославянского «с?ра» -- «сера, смола», вообще «горючее вещество, жир». Этимология слова не выяснена до настоящих времен, поскольку первоначальное общеславянское название вещества утрачено и слово дошло до современного русского языка в искаженном виде.

По предположению Фасмера, «сера» восходит к лат. sera -- «воск» или лат. serum -- «сыворотка».

Латинское sulfur (происходящее из эллинизированного написания этимологического sulpur) предположительно восходит к индоевропейскому корню swelp -- «гореть». На воздухе сера горит, образуя сернистый ангидрид -- бесцветный газ с резким запахом:

С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S₂O₂, молекулярной серы S₂, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO.

Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором.

Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)

При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа SnCl₂.

При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых -- высший сульфид P₂S₅:

Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием:

(сероводород)

(сероуглерод)

При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто -- весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды:

Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов:

Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору:

Полученный сплав называется серной печенью.

С концентрированными кислотами-окислителями (HNO₃, H₂SO₄) сера реагирует только при длительном нагревании:

(конц.)

(конц.)

При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе. Число атомов в молекуле уменьшается:

При 800--1400 °C пары состоят в основном из двухатомной серы:

А при 1700 °C сера становится атомарной:

Сера -- один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Также сера участвует в бактериальном фотосинтезе (сера входит в состав бактериохлорофилла, а сероводород является источником водорода). Окислительно-восстановительные реакции серы -- источник энергии в хемосинтезе.

Человек содержит примерно 2 г серы на 1 кг своего веса

Селен -- химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации -- главной подгруппы VI группы), 4-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 34, обозначается символом Se (лат. Selenium), хрупкий блестящий на изломе неметалл чёрного цвета (устойчивая аллотропная форма, неустойчивая форма -- киноварно-красная). Относится к халькогенам.

Название происходит от греч. уелЮнз -- Луна. Элемент назван так в связи с тем, что в природе он является спутником химически сходного с ним теллура (названного в честь Земли).Содержание селена в земной коре -- около 500 мг/т. Основные черты геохимии селена в земной коре определяются близостью его ионного радиуса к ионному радиусу серы. Селен образует 37 минералов, среди которых в первую очередь должны быть отмечены ашавалит FeSe, клаусталит PbSe, тиманнит HgSe, гуанахуатит Bi₂(Se, S)_3, хастит CoSe₂, платинит PbBi2(S, Se)₃, ассоциирующие с различными сульфидами, а иногда также с касситеритом. Изредка встречается самородный селен. Главное промышленное значение на селен имеют сульфидные месторождения. Содержание селена в сульфидах колеблется от 7 до 110 г/т. Концентрация селена в морской воде 4·10?4 мг/л.

Селен -- аналог серы и проявляет степени окисления ?2(H₂Se), +4(SeO₂) и +6 (H₂SeO₄). Однако, в отличие от серы, соединения селена в степени окисления +6 -- сильнейшие окислители, а соединения селена (-2) -- гораздо более сильные восстановители, чем соответствующие соединения серы.

Простое вещество селен гораздо менее активно химически, чем сера. Так, в отличие от серы, селен не способен гореть на воздухе самостоятельно. Окислить селен удаётся только при дополнительном нагревании, при котором он медленно горит синим пламенем, превращаясь в двуокись SeO₂. Со щелочными металлами селен реагирует (весьма бурно), только будучи расплавленным.

В отличие от SO₂, SeO₂ -- не газ, а кристаллическое вещество, хорошо растворимое в воде. Получить селенистую кислоту (SeO₂ + H₂O > H₂SeO₃) ничуть не сложнее, чем сернистую. А действуя на неё сильным окислителем (например, HClO₃), получают селеновую кислоту H₂SeO₄, почти такую же сильную, как серная.

Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина. Микроэлемент, но большинство соединений достаточно токсично (селеноводород, селеновая и селенистая кислота) даже в средних концентрациях.

Одним из важнейших направлений его технологии, добычи и потребления являются полупроводниковые свойства как самого селена, так и его многочисленных соединений (селенидов), их сплавов с другими элементами, в которых селен стал играть ключевую роль. Эта роль селена постоянно растёт, растёт спрос и цены (отсюда дефицит этого элемента).

В современной технологии полупроводников применяются селениды многих элементов, например, селениды олова, свинца, висмута, сурьмы, селениды лантаноидов. Особенно важны свойства фотоэлектрические и термоэлектрические как самого селена, так и селенидов.

Стабильный изотоп селен-74 позволил на своей основе создать плазменный лазер с колоссальным усилением в ультрафиолетовой области (около миллиарда раз).

Радиоактивный изотоп селен-75 используется в качестве мощного источника гамма-излучения для дефектоскопии.

Селенид калия совместно с пятиокисью ванадия применяется при термохимическом получении водорода и кислорода из воды (селеновый цикл, Ливерморская национальная лаборатория им. Лоуренса, Ливермор, США).

Полупроводниковые свойства селена в чистом виде широко использовались в середине 20-го века для изготовления выпрямителей, особенно в военной технике по следующим причинам: в отличие от германия, кремния, селен малочувствителен к радиации, и, кроме того, селеновый выпрямительный диод обладает уникальным свойством самовосстанавливаться при пробое: место пробоя испаряется и не приводит к короткому замыканию, допустимый ток диода несколько снижается, но изделие остается функциональным. К недостаткам селеновых выпрямителей относятся их значительные габариты.

Применение селена в медицине

Селен применяется как мощное противораковое средство, а также для профилактики широкого спектра заболеваний. Согласно исследованиям прием 200 мкг селена в сутки снижает риск заболеваемости раком прямой и толстой кишки -- на 58 %, опухолями простаты на 63 %, раком легких -- на 46 %, снижает общую смертность от онкологических заболеваний на 39 %.

Малые концентрации селена подавляют гистамин и за счет этого оказывают антидистрофический эффект и противоаллергическое действие. Также селен стимулирует пролиферацию тканей, улучшает функцию половых желез, сердца, щитовидной железы, иммунной системы.

В комплексе с йодом селен используется для лечения йододефицитных заболеваний и патологий щитовидной железы.

Соли селена способствуют восстановлению пониженного артериального давления при шоке и коллапсе.

Теллур -- химический элемент главной подгруппы VI группы, халькогены), 5-го периода в периодической системе, имеет атомный номер 52; обозначается символом Te (лат. Tellurium), относится к семейству металлоидов.

Впервые был найден в 1782 году в золотоносных рудах Трансильвании горным инспектором Францем Йозефом Мюллером (впоследствии барон фон Райхенштейн), на территории Австро-Венгрии. В 1798 году Мартин Генрих Клапрот выделил теллур и определил важнейшие его свойства.одержание в земной коре 1·10?6% по массе. Известно около 100 минералов теллура. Наиболее часты теллуриды меди, свинца, цинка, серебра и золота. Изоморфная примесь теллура наблюдается во многих сульфидах, однако изоморфизм Te -- S выражен хуже, чем в ряду Se -- S, и в сульфиды входит ограниченная примесь теллура. Среди минералов теллура особое значение имеют алтаит (PbTe), сильванит (AgAuTe₄), калаверит (AuTe₂), гессит (Ag₂Te), креннерит [(Au, Ag)Te], петцит (Ag3AuTe2), мутманнит [(Ag, Au)Te], монбрейит (Au₂Te₃), нагиагит ([Pb₅Au(Te, Sb)]4S5), тетрадимит (Bi₂Te₂S). Встречаются кислородные соединения теллура, например, ТеО2 -- теллуровая охра.

Встречается самородный теллур и вместе с селеном и серой (японская теллуристая сера содержит 0,17 % Те и 0,06 % Se).Химически теллур менее активен, чем сера. Он растворяется в щелочах, поддается действию азотной и серной кислот, но в разбавленной соляной кислоте растворяется слабо. С водой металлический теллур начинает реагировать при 100 °C, а в виде порошка он окисляется на воздухе даже при комнатной температуре, образуя оксид TeO2.

При нагреве на воздухе теллур сгорает, образуя TeO₂. Это прочное соединение обладает меньшей летучестью, чем сам теллур. Поэтому для очистки теллура от оксидов их восстанавливают проточным водородом при 500--600 °C.

В расплавленном состоянии теллур довольно инертен, поэтому в качестве контейнерных материалов при его плавке применяют графит и кварц.Известны 38 нуклидов и 18 ядерных изомеров теллура с атомными числами от 105 до 142. Теллур -- самый лёгкий элемент, чьи известные изотопы подвержены альфа-распаду (изотопы от 106Te до 110Te). Атомная масса теллура (127,60 г/моль) превышает атомную массу следующего за ним элемента -- иода (126,90 г/моль).

В природе встречается восемь изотопов теллура. Шесть из них, ¹²⁰Te, ¹²²Te, ¹²³Te, ¹²⁴Te, ¹²⁵Te и ¹²⁶Te -- стабильны. Остальные два -- ¹²⁸Te и ¹³⁰Te -- радиоактивны, оба они испытывают двойной бета-распад, превращаясь в изотопы ксенона ¹²⁸Xe и ¹³⁰Xe, соответственно. Стабильные изотопы составляют лишь 33,3 % от общего количества теллура, встречающегося в природе, что является возможным благодаря чрезвычайно долгим периодам полураспада природных радиоактивных изотопов. Они составляют от 7,9·1020 до 2,2·1024 лет. Изотоп ¹²⁸Te имеет самый долгий подтверждённый период полураспада из всех радионуклидов -- 2,2·1024 лет или 2,2 септиллиона лет, что примерно в 160 триллионов раз больше оценочного возраста Вселенной.

Применение:

Сплавы:

Теллур применяется в производстве сплавов свинца с повышенной пластичностью и прочностью (применяемых, например, при производстве кабелей). При введении 0,05 % теллура потери свинца на растворение под воздействием серной кислоты снижаются в 10 раз, и это используется при производстве свинцово-кислотных аккумуляторов. Так же важно то обстоятельство, что легированный теллуром свинец при обработке пластической деформацией не разупрочняется, и это позволяет вести технологию изготовления токоотводов аккумуляторных пластин методом холодной высечки и значительно увеличить срок службы и удельные характеристики аккумулятора.

Термоэлектрические материалы: монокристалл,теллурид,висмут

Также велика его роль в производстве полупроводниковых материалов и, в частности, теллуридов свинца, висмута, сурьмы, цезия. Очень важное значение в ближайшие годы приобретёт производство теллуридов лантаноидов, их сплавов и сплавов с селенидами металлов для производства термоэлектрогенераторов с весьма высоким (до 72--78 %) КПД, что позволит применить их в энергетике и в автомобильной промышленности.

Так, например, недавно обнаружена очень высокая термо-ЭДС в теллуриде марганца (500 мкВ/К) и в его сочетании с селенидами висмута, сурьмы и лантаноидов, что позволяет не только достичь весьма высокого КПД в термогенераторах, но и осуществить уже в одной ступени полупроводникового холодильника охлаждение вплоть до области криогенных (температурный уровень жидкого азота) температур и даже ниже. Лучшим материалом на основе теллура для производства полупроводниковых холодильников в последние годы явился сплав теллура, висмута и цезия, который позволил получить рекордное охлаждение до ?237 °C. В то же время, как термоэлектрический материал, перспективен сплав теллур-селен (70 % селена), который имеет коэффициент термо-ЭДС около 1200 мкВ/К.

Совершенно исключительное значение также получили сплавы КРТ (кадмий-ртуть-теллур), которые обладают фантастическими характеристиками для обнаружения излучения от стартов ракет и наблюдения за противником из космоса через атмосферные окна (не имеет значение облачность). КРТ является одним из наиболее дорогих материалов в современной электронной промышленности.

Ряд систем, имеющих в своем составе теллур, недавно обнаружили существование в них трёх (возможно, четырёх) фаз, сверхпроводимость в которых не исчезает при температуре несколько выше температуры кипения жидкого азота.

...