Семинары на тему не металлы

Как же определить, относится вещество к металлам или к неметаллам?

Если внимательно посмотреть на Периодическую систему Д.И. Менделеева (подробно с классификацией элементов знакомимся в параграфе 42 учебника по химии для 8 класса под редакцией Еремина В.В.) и провести условную диагональ от водорода через бор до астата и неоткрытого пока элемента № 118, таблица неметаллов займет правый верхний угол.

Каждый горизонтальный период таблицы заканчивается элементом с завершенным внешним энергетическим уровнем. Эта группа элементов носит название благородные газы и имеет особые свойства, с которыми можно познакомиться в параграфе 18 учебника «Химия» для 8 класса под редакцией Еремина В.В.

При рассмотрении электронного строения неметаллов можно заметить, что энергетические уровни атома заполнены электронами больше чем на 50% (исключение – бор), и у элементов, расположенных в таблице справа налево количество электронов на внешнем уровне увеличивается. Поэтому в химических реакциях эта группа веществ может быть как акцептором электронов с окислительными свойствами, так и донором электронов с восстановительными свойствами.

Вещества, образующие диагональ бор-кремний-германий-мышьяк-теллур, являются уникальными, и в зависимости от реакции и реагента могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства. Их называют металлоиды. В химических реакциях они проявляют преимущественно восстановительные свойства.

Физические свойства неметаллов. Аллотропия

Если смотреть на металлы, то невооруженным глазом можно заметить общие свойства — металлический блеск, твердое агрегатное состояние (исключение — жидкая ртуть), тепло- и электропроводность.

С неметаллами все намного сложнее. Они могут иметь молекулярное и немолекулярное строение. Благодаря различиям в строении, простые вещества неметаллы существуют в трех агрегатных состояниях:

1. Молекулярные:
   • Летучие, газообразные, бесцветные кислород, водород.
   • Газообразные, окрашенные хлор, азот, фтор.
   • Единственный жидкий представитель — темно-красный бром.
   • Твердые, но хрупкие вещества с невысокой температурой плавления — кристаллы йода, серы, белого фосфора.
2. Немолекулярные:
   • Твердые вещества с высокой температурой плавления — кремний, графит, алмаз и красный фосфор.

Большинство из неметаллических веществ плохо проводят электричество и тепло.

Исключением является графит — разновидность углерода.

Аллотропия — уникальная способность неметаллического элемента образовывать несколько простых веществ. В естественной среде существуют аллотропные модификации элементов, которые отличаются физическими и химическими свойствами. К ним относятся озон и кислород, графит и алмаз. Подробнее о физических свойствах неметаллов вы можете узнать в учебнике «Химия. 9 класс».

Химические свойства неметаллов

Как мы разобрали выше, группа неметаллов довольно полиморфна и в зависимости от типа реакций, в которых они участвуют, могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Фтор — исключение в этом ряду. Он всегда окислитель.

В ряду F,O,N,CL,Br,I,S,C,Se,P,As,Si,H окислительные свойства уменьшаются. Восстановительные свойства кислород может проявлять только в отношении фтора.

• В этом типе реакций проявляются окислительные свойства и неметаллы принимают электроны с образованием отрицательно заряженных частиц.
• Са + Сl2 = СаСl2
• Са + O2 = СаO2
• Na + Сl2 = Na+Сl2

Практически все неметаллы реагируют с водородом. Лишь благородные газы составляют исключение для реакций данного типа. Продуктом реакции являются летучие водородные соединения:

Cl2 + H2 = 2HCl

С + 2Н2 = СН4

Неметаллы образуют кислотные или несолеобразующие оксиды. S + O2 = SO2   

P + 5O2 = 2P2O5     4. Взаимодействие с водой и кислотами для неметаллов не характерно.

Что ещё почитать?

ОГЭ по химии — 2019: расписание, критерии оценивания, типы заданий Биография Д.И. Менделеева. Интересные факты из жизни великого химика Карбоновые кислоты Массовая доля вещества

История открытия неметаллов

Медная посуда, железные орудия труда, золотые украшения — издавна человек замечал, что у всех этих веществ есть определенные общие свойства:

• они проводят тепло и электрический ток;
• для них характерен металлический блеск;
• благодаря пластичности и ковкости им можно придать любую форму;
• для всех веществ характерна металлическая кристаллическая решетка.

В противовес металлам были и другие вещества, не обладающие металлическими свойствами, и названные соответственно неметаллами. Практически до конца XVII века ученым-алхимикам было известно всего лишь два вещества-неметалла — углерод и сера.

В 1669 году Бранд в поисках «философского камня» открыл белый фосфор. И за короткий период с 1748 по 1798 годы было открыто около 15 новых металлов и 5 неметаллов.

Попытки открытия фтора стоили исследователям не только здоровья, но и жизни.

Деви, братья Кнокс, Гей-Люссак — это неполный список жертв науки, что потеряли здоровье в попытках выделить фтор из плавикового шпата. Лишь в 1886 году Муассан решил сложную задачу способом электролиза.

И получил первый галоген, а ещё – ядовитый хлор. Во времена Первой мировой войны его использовали как оружие массового поражения.

В настоящее время открыто 22 неметаллических элемента.

#ADVERTISING_INSERT#

Методическая разработка урока по теме "Неметаллы"

Тема урока «Общая характеристика неметаллов», 9 класс

Федотова Е. Г. учитель химии МБОУ СОШ №4 г. Южно-Сахалинск

Цель:

• Используя антитезу ( противоположность, противопоставление) с металлами, рассмотреть положение неметаллов а ПС и особенности строения их атомов, вспомнить ряд электроотрицательности.
• Повторить понятие аллотропии и кристаллическое строение неметаллов, а, следовательно рассмотреть и их физические свойства.
• Показать роль неметаллов. Изучить состава воздуха.

Задачи урока:

1. Актуализировать знания учащихся о физических свойствах неметаллов, о типах кристаллических решеток;

2. Характеризовать связи между составом, строением и свойствами неметаллов.

3. Развивать умения применять знания, сравнивать и делать выводы;

4. Воспитывать химическую аккуратность по отношению к окружающей среде.

Форма урока: изучение нового материала с элементами лекции.

Методы обучения – объяснительно-иллюстративные, наглядные, практические, словесные, проблемного изложения.

Учебник О.С. Габриелян Химия. 9 класс : учеб. для общеобразоват. Учреждений / О.С. Габриелян. – 11-е изд., испр. – М.: Дрофа, 2006., раздаточный дидактический материал, компьютер, мультимедийный проектор, презентация по теме «Общая характеристика неметаллов».

Ход урока.

I. Организационный момент.

• Слайд 1
• Запись д.з
• II. Актуализация опорных знаний
• Слайд 2
• На экране ряд элементов, прикрепленных магнитами (хлор, железо, кислород, фосфор, сера ).
• — Ребята, уберите лишний элемент, который нарушает некую закономерность.

Правильно. Это железо. А почему вы убрали?

Верно, это металл, а остальные элементы…

Мы с вами знаем, что все химические элементы делятся на металлы и неметаллы. С металлами мы знакомились на прошлых уроках, а сегодня мы познакомимся с неметаллами и дадим им общую характеристику.

1. Слайд 3
2. записываем тему в тетради.
3. Изучать мы начинаем неметаллы и их соединения.
4. В природе несомненно их велико значение.
5. Давайте рассмотрим схему, по которой мы будем давать им характеристику: что мы должны узнать сегодня о неметаллах?
6. Слайд 4
7. Строение атома →тип химической связи →тип кристаллической решетки →свойства вещества
8. III. Формирование новых ЗУНОВ

1. Само слово «Неметаллы» противоположно слову «Металлы». Давайте с вами вспомним определение металлов и на его основании дадим определение неметаллам

Слайд 5

Слайд 6

2. Каково же положение неметаллов в П. С. Хим элементов Д. И. Менделеева?

Слайд 7

3. Давайте с вами вспомним строение атомов металлов и на основании представленных моделей атомов дадим сравнительную характеристику атомам неметаллов. (модели атомов 2 периода на доске)

Учащиеся отвечают на вопросы и заполняют сравнительную таблицу. (таблица1)

4. Почему бор имеет на внешнем энергетическом уровне 3 электрона и при этом относится к неметаллам? (у наго маленький радиус атома)

Слайд 8

5. Как изменяются неметаллические свойства в пределах периода и гл. подгрупп?

Слайд 9

6. Для атомов неметаллов качественной характеристикой неметалличности является Э. О. Дайте опредаление ЭО.

7. Для простых веществ, образуемых неметаллами какой тип химической связи характерен?

• А какой для металлов?
• (вносим данные в сравнительную таблицу)
• Давайте рассмотрим, какой тип химической связи имеют простые вещества неметаллы.
• Слайд 10
• Рассматриваем схемы образования химической связи в хлоре связи в хлоре (определяем тип ковалентная неполярная)

8. Кристаллическое строение металлов простых веществ.

1. Какую кристаллическую решетку имею атомы металлов и неметаллов?
2. Слайд 11
3. Слайд 12

9. Хотя среди 109 известных хим. к элементам неметаллам относится 22 , неметаллы отличаются большим разнообразием. Среди них есть газы, твердые вещества, жидкости.

• Лабораторная работа
• Слайд 13
• Слайд 14
• Изучите коллекцию неметаллов и металлов по фотографиям и коллекциям дайте сравнительную характеристику физических свойств (агрегатное состояние и цвет, металлический блеск) данные занесите в таблицу.
• Слайд 15
• Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

• газы – H2, O2, O3, N2, F2, Cl2;
• жидкость – Br2;
• твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

1. Слайд 16
2. Слайд 17
3. Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода.
4. Сравнительная характеристика атомов металлов и неметаллов (таблица 1)

Среди всех известных химических элементов только 22 относится к неметаллам, что же служит причиной разнообразия простных веществ неметаллов?

Причиной разнообразия простых веществ неметаллов служит явление, которое называется аллотропией. Дайте определение аллотропии.

• Слайд 18
• Приведите примеры аллотропных модификаций.
• Слайд 19
• С чем связано явление аллотропии? (с различным типом кристаллических решеток- алмаз и графит, белый и красный фосфор; с различным числом атомов в молекулах простых веществ- кислород и озон)
• Слайд 20

Разным строением кристаллических решеток объясняется и явление аллотропии. Например, элемент фосфор образует простое вещество с молекулярной кристаллической решеткой – белый фосфор, молекулы которого имеют состав Р4, и простое вещество с атомной кристаллической решеткой – красный фосфор Р.

Слайд 21

Вторая причина аллотропии связана с разным числом атомов в молекулах простых веществ. Примером являются кислород О2 и озон О3.

1. Слайд 22
2. дать характеристику кислорода и озона учебник стр 90
3. Слайды 23-25

В отличие от бесцветного кислорода, не имеющего запаха, озон – это светло синий газ с сильным запахом. В природе озон образуется при электрических разрядах или окислении органических смолистых веществ, а также при действии ультрафиолетовых лучей на кислород. В лаборатории его получают в специальных приборах – озонаторах при действии на кислород электрическим разрядом.

Озон – гораздо более сильный окислитель, чем кислород. Поэтому его применяют для: отбеливания тканей, дезодорирования жиров и масел, обеззараживания воздуха и воды.

Озон имеет очень большое значение для сохранения всего живого на нашей планете. Озоновый слой Земли, расположенный на высоте 20-25 км, задерживает губительные ультрафиолетовые лучи, которые разрушительно действуют на клетки живых организмов. Поэтому понятно, как важно сохранить этот весьма чувствительный к действию различных химических веществ «озоновый щит» планеты от разрушения.

• Значение озона (видеофильм)
• 8. Состав Воздуха
• Слайды 26-30
• просмотр видеофильм о загрезнении воздуха
• IV.Развитие новы ЗУНов

1. Где в ПСХЭ Д.И. Менделеева располагаются неметаллы?

2. В чем особенность электронного строения неметаллов?

3. Дать определение Э.О.

4. Какие агрегатные состояния характерны для неметаллов?

5. Какай тип связи, характерен для неметаллов — простых веществ?

6. Какай тип кристаллической решетки, характерен для неметаллов?

7. Дать определение аллотропии.

8. Чем она объясняется?

9. На какие виды делятся компоненты воздуха?

1. Выводы по схеме Слайды 31
2. Слайды 32
3. Тест
4. Тест по теме «Общая характеристика неметаллов. Кислород, озон, воздух»
5. 1 вариант
6. 1) Знак элемента, образующего простое вещество – неметалл (множественный ответ)
7. а) Mg б) O в) S г) Cl
8. 2) Среди представленных химических элементов неметаллические свойства наиболее
9. выражены у:
10. а) О б) Те в)S г)Se
11. 3) Укажите, какие из представленных веществ имеют аллотропные модификации:
12. а) хлор
13. б) бром
14. в)углерод
15. г)кремний
16. 4) У атомов-неметаллов число электронов на внешнем энергетическом уровне:
17. а) 1-4
18. б) 2-6
19. в)4-8
20. г)1-3
21. 5) Для атомов – неметаллов характерны:
22. а)высокие значения электроотрицательности
23. б)низкие значения электроотрицательности
24. 6) Алмаз и графит – это аллотропные модификации
25. а) кислорода
26. б) углерода
27. в)серы
28. г)фосфора
29. 7) Единственный жидкий неметалл – это
30. а) азот
31. б) кислород
32. в)бром
33. г)йод
34. Для неметаллов характерны следующие типы кристаллических решеток:
35. а) металлическая
36. б) атомная
37. в)ионная
38. г)молекулярная
39. 9) Воздух – это смесь газов:
40. а) азот, кислород, благородные газы
41. б) кислород , водород, инертные газы
42. в)кислород, азот, водород
43. г)кислород, азот, хлор
44. 2 вариант
45. 1) Среди представленных химических элементов неметаллические свойства наиболее
46. выражены у:
47. а) C б) N в)O г)F
48. 2) Воздух – это смесь газов:
49. а) азот, кислород, благородные газы
50. б) кислород , водород, инертные газы
51. в)кислород, азот, водород
52. г)кислород, азот, хлор
53. 3) Укажите, какие из представленных веществ имеют аллотропные модификации:
54. а) хлор
55. б) кислород
56. в)бром
57. г)кремний
58. 4) Знак элемента, образующего простое вещество – неметалл (множественный ответ)
59. а) Mg б) P в) S г) N
60. 5) У атомов-неметаллов число электронов на внешнем энергетическом уровне:
61. а) 1-4
62. б) 2-6
63. в)4-8
64. г)1-3
65. 6) Для неметаллов характерны следующие типы кристаллических решеток:
66. а) металлическая
67. б) атомная
68. в)ионная
69. г)молекулярная
70. 7) Алмаз и графит – это аллотропные модификации
71. а) кислорода
72. б) углерода
73. в)серы
74. г)фосфора
75. Единственный жидкий неметалл – это
76. а) азот
77. б) кислород
78. в)бром
79. г)йод
80. 9) Для атомов – неметаллов характерны:
81. а)высокие значения электроотрицательности
82. б)низкие значения электроотрицательности
83. Взаимопроверка тестов выставление оценок
84. Слайды 33
85. Рефлексия

1. Я узнал (а) много нового.

2. Мне это пригодится в жизни.

3. На уроке было над чем подумать.

4. На все возникшие у меня в ходе урока вопросы я получил (а) ответы.

5. На уроке я поработал (а) добросовестно и цели урока достиг (ла).

Тема 1.7 Раздел:"Металлы и неметаллы" Тема:"Металлы"

Общая характеристика металлов

   Если в периодической таблице элементов Д.И.

Менделеева провести диагональ от бериллия к астату, то слева внизу по диагонали будут находиться элементы-металлы (к ним же относятся элементы побочных подгрупп, выделены синим цветом), а справа вверху – элементы-неметаллы (выделены желтым цветом). Элементы, расположенные вблизи диагонали – полуметаллы или металлоиды (B, Si, Ge, Sb и др.), обладают двойственным характером (выделены розовым цветом).

 Как видно из рисунка, подавляющее большинство элементов являются металлами.

По своей химической природе металлы – это химические элементы, атомы которых отдают электроны с внешнего или предвнешнего энергетического уровней, образуя при этом положительно заряженные ионы.

Практически все металлы имеют сравнительно большие радиусы и малое число электронов (от 1 до 3) на внешнем энергетическом уровне. Для металлов характерны низкие значения электроотрицательности и восстановительные свойства.

Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (начиная со второго), далее слева направо металлические свойства ослабевают. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются, т.

к увеличивается радиус атомов (за счет увеличения числа энергетических уровней).

Это приводит к уменьшению электроотрицательности (способности притягивать электроны) элементов и усилению восстановительных свойств (способность отдавать электроны другим атомам в химических реакциях).

Типичными металлами являются s-элементы (элементы IА-группы от Li до Fr. элементы ПА-группы от Мg до Rа). Общая электронная формула их атомов ns1-2. Для них характерны степени окисления + I и +II соответственно.

Небольшое число электронов (1-2) на внешнем энергетическом уровне атомов типичных металлов предполагает легкую потерю этих электронов и проявление сильных восстановительных свойств, что отражают низкие значения электроотрицательности. Отсюда вытекает ограниченность химических свойств и способов получения типичных металлов.

Характерной особенностью типичных металлов является стремление их атомов образовывать катионы и ионные химические связи с атомами неметаллов.

Соединения типичных металлов с неметаллами — это ионные кристаллы «катион металлаанион неметалла», например К+ Вг—, Сa2+ О2-.

 Катионы типичных металлов входят также в состав соединений со сложными анионами — гидроксидов и солей, например Мg2+(OН—)2, (Li+)2СO32-.

Металлы А-групп, образующие диагональ амфотерности в Периодической  системе   Ве-Аl-Gе-Sb-Ро, а также примыкающие к ним металлы (Gа, In, Тl, Sn, Рb, Вi) не проявляют типично  металлических свойств.

 Общая  электронная формула их  атомов ns2np0-4 предполагает большее разнообразие степеней окисления, большую способность удерживать собственные электроны, постепенное понижение их восстановительной способности и появление окислительной способности, особенно в высоких степенях окисления (характерные примеры — соединения Тl III, РbIV, Вiv).

Подобное химическое поведение характерно и для большинства (d-элементов, т. е. элементов Б-групп Периодической системы (типичные примеры — амфотерные элементы Сr и Zn).

Это проявление двойственности (амфотерности) свойств, одновременно металлических (основных) и неметаллических, обусловлено характером химической связи. В твердом состоянии соединения нетипичных металлов с неметаллами содержат преимущественно ковалентные связи (но менее прочные, чем связи между неметаллами).

В растворе эти связи легко разрываются, а соединения диссоциируют на ионы (полностью или частично).

Например, металл галлий состоит из молекул Ga2, в твердом состоянии хлориды алюминия и ртути (II) АlСl3 и НgСl2 содержат сильно ковалентные связи, но в растворе АlСl3 диссоциирует почти полностью, а НgСl2 — в очень малой степени (да и то на ионы НgСl+ и Сl—).

• Общие физические свойства металлов
• Благодаря  наличию свободных электронов («электронного газа») в кристаллической решетке все металлы проявляют следующие характерные общие свойства:
• 1)     Пластичность — способность легко менять форму, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы.

2)    Металлический блеск и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл светом.

3)     Электропроводность. Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к положительному под влиянием небольшой разности потенциалов.  При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет направленное движение «электронного газа».

4)     Теплопроводность.  Обусловлена высокой подвижностью свободных электронов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность — у висмута и ртути.

5)     Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6)     Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и больше радиус атома. Самый легкий — литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие плотность менее  5 г/см3 считаются «легкими металлами».

7)     Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C), самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C). Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

1. Общие химические свойства металлов
2. Сильные восстановители: Me0 – nē →  Men+
3. Ряд напряжений характеризует сравнительную активность металлов в окислительно-восстановительных реакциях в водных растворах
4. .
5. I. Реакции металлов с неметаллами
6. 1)     С кислородом:2Mg + O2 →  2MgO
7. 2)     С серой:Hg + S →  HgS
8. 3)     С галогенами:Ni + Cl2  –t°→   NiCl2
9. 4)     С азотом:3Ca + N2  –t°→   Ca3N2
10. 5)     С фосфором:3Ca + 2P  –t°→   Ca3P2
11. 6)     С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):2Li + H2 →  2LiH
12. Ca + H2 →  CaH2
13. II. Реакции металлов с кислотами
14. 1)     Металлы, стоящие в электрохимическом ряду напряжений до H восстанавливают кислоты-неокислители до водорода:
15. Mg + 2HCl →   MgCl2 + H2
16. 2Al+ 6HCl →  2AlCl3 + 3H2
17. 6Na + 2H3PO4 →  2Na3PO4 + 3H2
18. 2) С кислотами-окислителями:
19. При взаимодействии азотной кислоты любой концентрации и концентрированной серной с металлами водород никогда не выделяется!
20. Zn + 2H2SO4(К) → ZnSO4 + SO2 + 2H2O
21. 4Zn + 5H2SO4(К) → 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
22. 3Zn + 4H2SO4(К) → 3ZnSO4 + S + 4H2O
23. 2H2SO4(к) + Сu → Сu SO4 + SO2 + 2H2O
24. 10HNO3 + 4Mg → 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
25. 4HNO3(к) + Сu → Сu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
26. III. Взаимодействие металлов с водой
27. 1)     Активные (щелочные и щелочноземельные металлы) образуют растворимое основание (щелочь) и водород:
28. 2Na + 2H2O →  2NaOH + H2
29. Ca+ 2H2O →  Ca(OH)2 + H2
30. 2)     Металлы средней активности окисляются водой при нагревании до оксида:
31. Zn + H2O  –t°→   ZnO + H2
32. 3)     Неактивные (Au, Ag, Pt) — не реагируют.
33. IV.    Вытеснение более активными металлами менее активных металлов из растворов их солей:
34. Cu + HgCl2 →  Hg+ CuCl2
35. Fe+ CuSO4 →  Cu+ FeSO4

В промышленности часто используют не чистые металлы, а их смеси — сплавы, в которых полезные свойства одного металла дополняются полезными свойствами другого. Так, медь обладает невысокой твердостью и малопригодна для изготовления деталей машин, сплавы же меди с цинком (латунь) являются уже достаточно твердыми и широко используются в машиностроении.

Алюминий обладает высокой пластичностью и достаточной легкостью (малой плотностью), но слишком мягок. На его основе готовят сплав с магнием, медью и марганцем — дуралюмин (дюраль), который, не теряя полезных свойств алюминия, приобретает высокую твердость и становится пригодным в авиастроении.

Сплавы железа с углеродом (и добавками других металлов) — это широко известные чугун и сталь.

Металлы в свободном виде являются восстановителями. Однако реакционная способность некоторых металлов невелика из-за того, что они покрыты поверхностной оксидной пленкой, в разной степени устойчивой к действию таких химических реактивов, как вода, растворы кислот и щелочей.

Например, свинец всегда покрыт оксидной пленкой, для его перехода в раствор требуется не только воздействие реактива (например, разбавленной азотной кислоты), но и нагревание.

Оксидная пленка на алюминии препятствует его реакции с водой, но под действием кислот и щелочей разрушается.

Рыхлая оксидная пленка (ржавчина), образующаяся на поверхности железа во влажном воздухе, не мешает дальнейшему окислению железа.

Под действием концентрированных кислот на металлах образуется устойчивая оксидная пленка. Это явление называется пассивацией. Так, в концентрированной серной кислоте пассивируются (и после этого не реагируют с кислотой) такие металлы, как Ве, Вi, Со, Fе, Мg и Nb, а в концентрированной азотной кислоте — металлы А1, Ве, Вi, Со, Сг, Fе, Nb, Ni, РЬ, Тh и U.

При взаимодействии с окислителями в кислых растворах большинство металлов переходит в катионы, заряд которых определяется устойчивой степенью окисления данного элемента в соединениях (Nа+, Са2+,А13+,Fе2+ и Fе3+)

Восстановительная активность металлов в кислом растворе передается рядом напряжений. Большинство металлов переводится в раствор соляной и разбавленной серной кислотами, но Сu, Аg и Нg — только серной (концентрированной) и азотной кислотами, а Рt и Аи — «царской водкой».

Коррозия металлов

Нежелательным химическим свойством металлов является их коррозия, т. е. активное разрушение (окисление) при контакте с водой и под воздействием растворенного в ней кислорода (кислородная коррозия). Например, широко известна коррозия железных изделий в воде, в результате чего образуется ржавчина, и изделия рассыпаются в порошок.

Коррозия металлов протекает в воде также из-за присутствия растворенных газов СО2 и SО2; создается кислотная среда, и катионы Н+ вытесняются активными металлами в виде водорода Н2 (водородная коррозия).

Особенно коррозионно-опасным может быть место контакта двух разнородных металлов (контактная коррозия).

 Между одним металлом, например Fе, и другим металлом, например Sn или Сu, помещенными в воду, возникает гальваническая пара.

Поток электронов идет от более активного металла, стоящего левее в ряду напряжений (Ре), к менее активному металлу (Sn, Сu), и более активный металл разрушается (корродирует).

Именно из-за этого ржавеет луженая поверхность консервных банок (железо, покрытое оловом) при хранении во влажной атмосфере и небрежном обращении с ними (железо быстро разрушается после появления хотя бы небольшой царапины, допускающей контакт железа с влагой). Напротив, оцинкованная поверхность железного ведра долго не ржавеет, поскольку даже при наличии царапин корродирует не железо, а цинк (более активный металл, чем железо).

Сопротивление коррозии для данного металла усиливается при его покрытии более активным металлом или при их сплавлении; так, покрытие железа хромом или изготовление сплава железа с хромом устраняет коррозию железа. Хромированное железо и сталь, содержащая хром (нержавеющая сталь), имеют высокую коррозионную стойкость.

  Общие способы получения металлов в промышленности:

• электрометаллургия, т. е. получение металлов электролизом расплавов (для наиболее активных металлов) или растворов солей;

• пирометаллургия, т. е. восстановление металлов из руд при высокой температуре (например, получение железа в доменном процессе);

• гидрометаллургия, т. е. выделение металлов из растворов их солей более активными металлами (например, получение меди из раствора СuSO4 действием цинка, железа или алюминия).

В природе иногда встречаются самородные металлы (характерные примеры — Аg, Аu, Рt, Нg), но чаще металлы находятся в виде соединений (металлические руды). По распространенности в земной коре металлы различны: от наиболее распространенных — Аl, Nа, Са, Fе, Мg, К, Тi) до самых редких — Вi, In, Аg, Аu, Рt, Rе.

Урок 14. обзор неметаллов. свойства и применение важнейших неметаллов — Химия — 11 класс — Российская электронная школа

Химия, 11 класс

Урок № 14. Обзор неметаллов. Свойства и применение важнейших неметаллов

Перечень вопросов, рассматриваемых в теме: урок посвящён обобщению ранее изученной информации о неметаллах, выделены их общие черты и особенности каждой группы неметаллов. Рассмотрены свойства и применение важнейших неметаллов: углерода, кремния, азота, фосфора, кислорода, серы, фтора и хлора.

• Глоссарий
• Адсорбент – твёрдый пористый материал, способный задерживать на своей поверхности молекулы и ионы.
• Валентность – способность атома образовывать определённое число химических связей при образовании молекул.
• Восстановительные свойства – способность атома отдавать электроны.
• Вулканизация – процесс взаимодействия каучука с серой или другими вулканизирующими агентами, в результате которого образуется единая пространственная сетка молекул, повышается прочность и твёрдость материала.

Галогены – простые вещества, типичные неметаллы, имеющие молекулярное строение, двухатомные молекулы. В периодической таблице элементов находятся в VIIA группе. Являются сильными окислителями.

1. Доменная печь – большая вертикально расположенная печь шахтного типа для выплавки чугуна и ферросплавов из железорудного сырья.
2. Донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи – образование химической связи двумя атомами, один из которых (донор) предоставляет в общее пользование неподелённую пару электронов, а другой (акцептор) – свободную атомную орбиталь.
3. Карбиды – бинарные соединения металла и углерода, в которых углерод имеет отрицательную степень окисления.
4. Карборунд – карбид кремния SiC, обладает высокой твёрдостью, используется для шлифования.
5. Конвертер – вид печи для выплавки стали из расплавленного чугунного лома и шихты путём продувки техническим кислородом для окисления углерода.
6. Криолит – гексафторалюминат натрия Na3[AlF6], используется в производстве алюминия для снижения температуры расплава.
7. Неметаллы – простые вещества, не проявляющие металлических свойств, имеющие большое сродство к электрону, высокие значения относительной электроотрицательности, способные проявлять окислительные свойства.
8. Окислительные свойства – способность атома притягивать к себе электроны.
9. Относительная электроотрицательность – количественная характеристика, показывающая способность атома удерживать свои и притягивать чужие электроны.
10. Пестицид – вещество, используемое в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений, и сорняками.
11. Плавиковая кислота – раствор фтороводорода в воде, способный реагировать со стеклом и другими кремнийсодержащими материалами.
12. Промотирование электронов – разъединение (распаривание) пары электронов, в результате которого один из электронов переходит на свободную атомную орбиталь в пределах данного подуровня.
13. Силициды – бинарные соединения металлов с кремнием, в которых кремний имеет отрицательную степень окисления.
14. Технический углерод – аморфная тонкодисперсная форма углерода.
15. Ферросплав – сплавы железа с другими элементами, применяемые для легирования стали.

Фреоны – летучие фтор, хлорсодержащие углеводороды, используемые как хладагенты в холодильной технике. Разрушают озоновый слой Земли.

• Фторопласты – вид пластмасс, в которых атомы водорода в углеводородах замещены атомами фтора.
• Фуллерены – макромолекулы, представляющие собой выпуклые замкнутые многогранники, образованные большим количеством атомов углерода.
• Хроматографический анализ – метод обнаружения и количественного определения веществ, основанный на различной способности взаимодействовать с адсорбентом.

Основная литература: Рудзитис, Г. Е., Фельдман, Ф. Г. Химия. 10 класс. Базовый уровень; учебник/ Г. Е. Рудзитис, Ф. Г, Фельдман – М.: Просвещение, 2018. – 224 с.

Дополнительная литература:

1. Рябов, М.А. Сборник задач, упражнений и тесто по химии. К учебникам Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман «Химия. 10 класс» и «Химия. 11 класс»: учебное пособие / М.А. Рябов. – М.: Экзамен. – 2013. – 256 с.

2. Рудзитис, Г.Е. Химия. 10 класс : учебное пособие для общеобразовательных организаций. Углублённый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М. : Просвещение. – 2018. – 352 с.

Открытые электронные ресурсы:

• Единое окно доступа к информационным ресурсам [Электронный ресурс]. М. 2005 – 2018. URL: http://window.edu.ru/ (дата обращения: 01.06.2018).

ТЕОРЕТИЧЕСКИЙ МАТЕРИАЛ ДЛЯ САМОСТОЯТЕЛЬНОГО ИЗУЧЕНИЯ

Зависимость свойств неметаллов от положения в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева

В периодической таблице элементов Д.И. Менделеева неметаллы сосредоточены в верхней правой части таблицы. В периоде заряд ядра атома увеличивается слева направо, размеры атома при этом уменьшаются. Поэтому неметаллы сильнее удерживают электроны, чем металлы, расположенные в том же периоде.

В группе сверху вниз увеличивается число электронных слоёв. Радиус атома при этом возрастает. Способность удерживать электроны снижается. Для неметаллов характерны окислительные свойства, они возрастают слева направо и снизу-вверх.

Окислительную способность элемента характеризует величина относительной электроотрицательности. Чем больше это значение, тем сильнее проявляются окислительные свойства. Сильнее всего окислительные свойства выражены у фтора, он не проявляет восстановительных свойств.

Все остальные неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Строение простых веществ — неметаллов

Простые вещества – неметаллы могут иметь как молекулярное строение, так и немолекулярное. Типичные неметаллы: галогены, кислород, азот, водород – имеют молекулярное строение. В твёрдом состояние такие вещества образуют молекулярную кристаллическую решётку. В нормальных условиях – это газообразные вещества, легкокипящие жидкости или твердые вещества с низкой температурой плавления.

Неметаллы бор, кремний и углерод имеют немолекулярное строение, образуют атомные кристаллические решётки, что обусловливает высокую твёрдость и тугоплавкость веществ. Углерод, кремний и бор могут образовывать кристаллы, и встречаются в аморфном состоянии. Кристаллические модификации этих неметаллов очень твёрдые, в химические реакции вступают с трудом.

Активность аморфных модификаций этих веществ выше.

Углерод и кремний

Углерод и кремний расположены в IVА группе периодической таблицы элементов, поэтому на внешнем электронном уровне у них по 4 электрона. Электроны с 2s подуровня у атома углерода и с 3s подуровня у атома кремния могут переходить на свободную р-орбиталь, таким образом, максимальная валентность углерода и кремния равна 4.

В реакциях с металлами углерод и кремний проявляют окислительные свойства, образуя карбиды и силициды. Углерод способен окислить водород. Более характерными для углерода и кремния являются восстановительные свойства. Оба неметалла окисляются кислородом, галогенами. Кремний растворяется в горячем концентрированном растворе щелочей.

С кислотами, кроме плавиковой кислоты, кремний не реагирует. Углерод окисляется азотной и концентрированной серной кислотами.

Алмазы используют в наконечниках резцов, в свёрлах и для бурения горных пород и в ювелирных украшениях. Графит – в атомной промышленности как замедлитель быстрых нейтронов, из него делают электроды, смазочный материал.

Уголь – хороший адсорбент для очистки воздуха и воды. Технический углерод используют как наполнитель при изготовлении шин и как пигмент для чёрной краски. Фуллерены нашли применение в электронной промышленности.

Кокс используют в металлургии для восстановления металлов из руды.

Кремний используют как добавку для повышения кислотоупорных свойств сталей. Особо чистый кремний – в электронной промышленности как полупроводник для изготовления транзисторов, выпрямителей переменного тока, фотоэлементов для солнечных панелей. Из кремния производят сверхтвёрдый материал карборунд SiC.

Азот и фосфор

Азот и фосфор расположены в VА группе периодической таблицы элементов, на внешнем уровне у них по 5 электронов. Но у атома азота, расположенного во втором периоде, нет d- орбиталей, поэтому спаренные электроны с 2s подуровня не могут разъединяться. Азот может образовывать три ковалентные связи и одну связь по донорно-акцепторному механизму.

В атоме фосфора электрон с 3s подуровня может переходить на свободную 3d-орбиталь, таким образом, фосфор может образовывать пять ковалентных связей. В молекуле азота N2 два атома соединены тройной прочной связью, что объясняет большую инертность азота. Азот вступает в реакции только при высоких температурах. Как окислитель азот может реагировать с активными металлами и водородом.

В реакции с кислородом азот является восстановителем. Фосфор существует в виде молекул Р4, имеет четыре аллотропных модификации. Наиболее активным из них является белый фосфор. Окислительные свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, поэтому как окислитель он реагирует только с щелочными и щелочноземельными металлами. Восстановительные свойства фосфора выражены сильнее, чем у азота.

Азот – сырьё для синтеза аммиака. Аммиак используется в производстве азотной кислоты и азотных минеральных удобрений. Азотом заполняют электрические лампы, используют для создания инертной среды в химическом синтезе. В хроматографическом анализе азот используют как газ-носитель.

Фосфор используют в органическом синтезе и в производстве фосфидов галлия и индия для светодиодов. Красный фосфор используют в производстве спичек.

Кислород и сера

Кислород и сера находятся в VIA группе периодической таблицы элементов, на внешнем уровне у них по 6 электронов. Кислород расположен во втором периоде, его атом имеет всего два электронных слоя, в составе которых нет d-орбиталей. Спаренные электроны, расположенные на 2s и 2р подуровнях, не имеют возможности для промотирования.

Поэтому кислород может образовывать только две ковалентные связи. Спаренные электроны могут принимать участие в образовании связей по донорно-акцепторному механизму. Сера расположена в третьем периоде, во внешнем, третьем слое, есть свободные 3d-орбитали. Поэтому спаренные электроны с 3s и 3р подуровней могут распариваться.

Максимальная валентность серы равна шести. Кислород – второй по силе после фтора окислитель среди неметаллов. Он окисляет практически все металлы, многие неметаллы и даже благородные газы. Восстановителем кислород выступает только в реакциях с фтором.

В реакциях с активными металлами и водородом сера является окислителем, а в реакциях с кислородом и галогенами проявляет восстановительные свойства.

Кислород применяют для дыхания в авиации и в подводных лодках, в медицине, используют в конвертерном производстве стали, для кислородного дутья в доменных печах, в производстве ферросплавов, выплавке цветных металлов, для резки и сварки металлов. Жидкий кислород используют как окислитель в ракетных двигателях.

Сера – сырьё для производства серной кислоты, сероуглерода, используется для вулканизации каучука в производстве резины и как пестицид в растениеводстве. Серу также используют в производстве спичек.

Фтор и хлор

Фтор и хлор расположены в VIIA группе периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева. На внешнем уровне у них по семь электронов. Атом фтора, как элемент второго периода, имеет только два электронных слоя, d-орбитали у него отсутствуют. Спаренные электроны с 2s и 2р подуровней не могут разъединяться.

Таким образом, у атома фтора всего один неспаренный электрон, в соединениях фтор одновалентен. Хлор находится в третьем периоде, на внешнем, третьем слое есть свободный 3d-подуровень, спаренные электроны с 3s и 3р подуровней могут переходить на свободные 3d-орбитали. Все семь внешних электронов могут оказаться неспаренными. Максимальная валентность хлора равна 7.

Фтор и хлор, наиболее яркие представители галогенов, являются сильными окислителями. Фтор может окислить даже кислород и благородные газы. Восстановительные свойства для фтора не характерны. Хлор окисляет большинство металлов, водород, фосфор. Может вытеснять менее активные галогены из их солей.

Восстановительные свойства хлор проявляется только в реакциях с фтором, а также в составе некоторых кислородсодержащих соединений.

Фтор используют для производства фторопластов – термостойких, прочных, химически стойких пластмасс, как сырье для получения криолита – вещества, используемого в производстве алюминия.

Фтор – основной компонент для синтеза плавиковой кислоты, фреонов CF2Cl2, используемые в холодильной технике. В настоящее время фреонам ищут замену, так как они разрушают озоновый слой.

Фтор входит в состав многих пестицидов – средств для борьбы с вредителями растений.

В органическом синтезе хлор используют в качестве хлорирующего агента в производстве пластмасс, медикаментов, красителей, для отбеливания ткани, бумаги. На водопроводных станциях с помощью хлора обеззараживают воду. Хлор является сырьём для производства хлороводорода. В исследовательских химических лабораториях хлор используют как окислитель.

На основе закономерностей в изменении свойств элементов в зависимости от их положения в периодической таблице элементов Д.И. Менделеева можно описать свойства и других неметаллов.

ПРИМЕРЫ И РАЗБОР РЕШЕНИЙ ЗАДАЧ ТРЕНИРОВОЧНОГО МОДУЛЯ

1. Расчёт количества продукта в процессе синтеза аммиака

Условие задачи: При производстве аммиака под давлением 15 МПа из 500 л азота получили 890 л аммиака при повышении давления до 25 МПа выход аммиака увеличился на 4,5%. Сколько литров аммиака удалось получить при проведении синтеза при давлении 25 МПа? (Считать, что все объёмы измерены в нормальных условиях). Ответ запишите в виде целого числа.

1. Шаг первый: запишем уравнение реакции синтеза аммиака из азота и водорода:
2. N2 + 3H2 = 2NH3.
3. Из одного моля азота при 100%-ном выходе образуется 2 моля аммиака.
4. Шаг второй: найдём объём аммиака, который образуется из 500 л азота при 100%-ном выходе. Для этого составим пропорцию:

Из 1 моль азота (22,4 л при н.у.) образуется 2 моль аммиака 2·22,4 = 44,8 л при н.у.);

• из 500 л азота образуется х л аммиака.
• х = (500·44,8) : 22,4 = 1000 (л).
• Шаг третий: найдём выход аммиака при давлении 15 МПа.
• Для этого реально полученный объём аммиака (890 л) разделим на теоретически возможный (1000 л) и умножим на 100%:
• η = (890 : 1000)·100 = 89 (%).
• Шаг четвёртый: найдём выход аммиака при проведении синтеза под давлением 25 МПа. Для этого к найденному выходу прибавим величину, на которую он возрос:
• 89 + 4,5 = 93,5 (%).
• Шаг пятый: найдём объём аммиака, полученный при проведении процесса под давлением 25 МПа.
• Для этого теоретически возможный объём аммиака умножим на выход продукта и разделим на 100%:
• V = (1000·93,5) : 100 = 935 (л).
• Ответ: 935.

2. Расчёт необходимого количество хлора для обеззараживания воды.

Условие задачи: Для обеззараживания воды, содержащей патогенные микроорганизмы, требуется 2 мг хлора на 1 л воды. Какой объём хлора (м3) в сутки, измеренный при нормальных условиях, требуется на станции водоподготовки, если в хлоратор поступает 200 м3 воды в час? Станция водоподготовки работает 24 часа в сутки.

1. Шаг первый: рассчитаем объём воды, который проходит через станцию водоподготовки в сутки. Для этого расход воды в час умножим на 24 часа:
2. 200·24 = 4800 м3.
3. Шаг второй: переведём объём воды в литры:
4. 4800 м3 = 4,8·106 л.
5. Шаг третий: найдём массу хлора, необходимую для обеззараживания найденного объёма воды.
6. Для этого расход хлора на 1 л умножим на объём воды:
7. 2·4,8·106 = 9,6·106 (мг) = 9,6·103 (г).
8. Шаг четвёртый: найдём количество хлора (моль), которое содержится в вычисленной массе хлора.
9. Для этого найдём молярную массу хлора и разделим массу хлора на его молярную массу:
10. М(Cl2) = 2·35,5 = 71 (г/моль).
11. ν = 9,6·103 : 71 = 135,2 (моль).
12. Шаг пятый: найдём, какой объём занимают 135,2 моль хлора при нормальных условиях.
13. Для этого найденное количество хлора (моль) умножим на 22,4 (л/моль):
14. 135,2·22,4 = 3028,7 (л) = 3 (м3).
15. Ответ: 3.