Министерство образования Республики Беларусь Учреждение образования «Витебский государственный университет имени П.М. Машерова»

Кафедра химии

СВОЙСТВА НЕМЕТАЛЛОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

канд. хим наук, доц. Кулиев С.И., маг. пед. наук, преподаватель каф. химии Белохвостов А.А.

1. Общая характеристика неметаллов………………………………………….4

2. Водород и его соединения 8………………………………………………...8

3. Свойства неметаллов VII-A группы. Галогены……………………………12

3.1. Общая характеристика галогенов. ...........................................................
3.2. Соединения галогенов с водородом. .......................................................
3.3. Кислородсодержащие соединения галогенов.........................................
3.4. Лабораторная работа "Галогены и их соединения" ...............................
4. Свойства неметаллов VI-A группы…………………………………………35
4.1. Общая характеристика элементов шестой группы главной подгруппы
............................................................................................................................
4.2. Кислород и его соединения......................................................................
4.3. Сера и ее соединения................................................................................
4.4. Элементы подгруппы селена....................................................................
4.5. Лабораторная работа ″Кислород. Пероксид водорода″......................
4.6. Лабораторная работа ″Сера и ее соединения″ .......................................
Контрольные вопросы и задачи......................................................................
5. Свойства неметаллов VA-группы…………………………………………...61
5.1. Общая характеристика неметаллов пятой группы.................................
5.2. Свойства азота и его соединений............................................................
5.3. Фосфор и его соединения........................................................................
5.4. Мышьяк и сурьма.....................................................................................
5.5. Лабораторная работа «Азот и его соединения».....................................
Контрольные вопросы и задачи......................................................................
5.6. Лабораторная работа «Фосфор и его соединения» ................................
Контрольные вопросы и задачи......................................................................
6. Свойства неметаллов IV-А группы…………………………………………86
6.1. Общая характеристика неметаллов четвертой группы..........................
6.2. Свойства углерода и его соединений.......................................................
6.3. Свойства кремния и его соединений.......................................................
6.3. Лабораторная работа «Свойства углерода и его соединений"..............
6.4. Лабораторная работа «Свойства кремния и его соединений» ............
Контрольные вопросы и задания..................................................................
7. Свойства неметаллов третьей III A – группы……………………………..105
7.1. Лабораторная работа «Свойства бора и его соединений»..................
Контрольные вопросы и задачи....................................................................
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ................................................................................

Неметаллы

1. Общая характеристика неметаллов

Неметаллические свойства элементов определяются способностью атомов «принимать» электроны, т.е. проявлять при взаимодействии с атомами других элементов окислительные свойства. К неметаллам отно-

сятся элементы с большой энергией ионизации, большим сродством к электрону и минимально возможным радиусом атома.

Число неметаллов, известных в природе по сравнению с металлами относительно невелико. Из всех элементов неметаллическими свойствами обладают 22 элемента, остальные элементы характеризуются металлическими свойствами. Ряд элементов проявляет амфотерные свойства.

8B------- 1B

Металлы;

Амфотерные металлы;

Неметаллы;

Неметаллы в основном располагаются в правой верхней части периодической системы. По мере заполнения наружной электронной оболочки число электронов на внешнем слое у неметаллов растет, а радиус уменьшается, поэтому они в большей степени стремятся присоединять электроны. В связи с этим неметаллы характеризуются более высокими значениями энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности по сравнению с атомами металлов и поэтому у них преобладают окислительные свойства, т.е. способность атомов присоединять электроны. Особенно ярко окислительные свойства выражены у атомов неметаллов 6 и 7 групп второго и третьего периодов. Самый сильный окислитель – фтор. Он окисляет даже воду и некоторые благородные газы:

2 F2 + 2 H2 O = 4HF + O2

2 F2 + Xe = XeF4

Окислительные свойства неметаллов зависят от численного значения электроотрицательности атома и увеличиваются в следующем порядке:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, O, F

Такая же закономерность в изменении окислительных свойств характерна и для простых веществ соответствующих элементов. Ее можно наблюдать на примере реакций с водородом:

3 H2 + N2 = 2 NH3 (t, катализатор);

H2 + Cl2 = 2 HCl (при освещении – hυ); H2 + F2 = 2 HF (в темноте - взрыв );

Восстановительные свойства у атомов неметаллов выражены довольно слабо и возрастают от кислорода к кремнию:

Si, B, H, P, C, S, I, Br, N, Cl, О

Благородные газы в виде простых веществ одноатомны (Не, Nе, Аr и т.д.). Галогены, азот, кислород, водород как простые вещества существуют в виде двухатомных молекул (F2 , С12 , Вr2 , I2 , N2 , О2 , Н2 ). Остальные неметаллы могут существовать при нормальных условиях, как в кристаллическом состоянии, так и в аморфном состоянии. Неметаллы в отличие от металлов плохо проводят теплоту и электрический ток.

Простые вещества (неметаллы )

Немолекулярного строения				Молекулярного строения
				F2 , O2 , Cl2 , Br2 , N2 , I2 , S8
У этих неметаллов				Для этих неметаллов в твердом со-
кристаллические решетки, по-				стоянии характерны	молекулярные
этому они	обладают			кристаллические	решетки. При
твердостью		высокими		обычных условиях это газы, жидкости
температурами плавления				или твердые вещества с низкими тем-
				пературами плавления.

С, В, Si – имеют сходное строение и обладают некоторыми общими свойствами. Эти элементы в виде простых веществ существуют в нескольких аллотропных модификациях – в кристаллическом и аморфном состоянии. Кристаллические видоизменения С (алмаз), Si и В обладают большой твердостью, высокими температурами плавления и полупроводниковыми свойствами. Все эти элементы образуют соединения с металлами – карбиды (СаС2 , А14 С3 , Fе3 С), силициды (Мg2 Si) и бориды (ТаВ, ТаВ2 ). Некоторые из них обладают большой твердостью (Fе3 С, ТаВ). Кристаллический бор В (как и кремний) имеет очень высокую температуру плавления (2075 о С) и обладает большой твердостью. Электропроводность бора с повышением температуры значительно увеличивается, что дает возможность широко использовать его в полупроводниковой технике.

С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного типа: H4 R, H3 R, H2 R, HR (кроме ВH3 или В2 Н6 ). В обычных условиях это газы или летучие жидкости. Водные растворы водородных соединений неметаллов могут проявлять и основные свойства (NH3 , PH3 ) и кислотные свойства (HF, HCl, H2 S). В периоде с увеличением заряда ядра кислотные свойства водо-

родных соединений неметаллов в водных растворах увеличиваются. Сероводородная кислота относится к слабым кислотам, хлороводородная кислота – к сильным кислотам. Соли сероводородной кислоты подвергаются гидролизу, соли соляной кислоты гидролизу не подвергаются:

Na2 S + H2 O <=> NaHS + NaOH; (рН > 7)

NaCl + H2 O ≠ (рН = 7)

В группе с увеличением заряда ядра кислотные свойства и восстановительные свойства водородных соединений неметаллов увеличиваются:

HCl + H2 SO4(конц.) ≠

2 HBr + H2 SO4(конц.)		SO2 + 2 H2 O
8 HI + H2 SO4(конц.)	4 I2	H2 S + 4 H2 O

Кислородные соединения неметаллов проявляют кислотные свойства. Неметаллы при взаимодействии с кислородом (прямом или косвенном) образуют кислотные оксиды, гидроксиды которых проявляют кислотные свойства:

НеМе (Э) → кислотный оксид (Эх Оу ) → гидроксид – кислота (Нх ЭОу )

S + O2 = SO2 ;	SO2 + H2 O = H2 SO3
SO2 + Na2 O = Na2 SO3 ;	SO2 + 2NaOH = Na2 SO3 + H2 O

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов в периоде увеличиваются, а

группе уменьшаются.:
SiO2		P2 O5 – SO3		Cl2 O7
H2 SiO3		H3 PO4 – H2 SO4		HClO4

Кислотные свойства увеличиваются

НNО3 – H3 PO4 – H3 АsO4

Кислотные свойства уменьшаются

Если неметалл может образовывать соединения с разными степенями окисления, то свойства соединений будут зависеть от степени окисления элемента. С увеличением степени окисления кислотные свойства соединений увеличиваются:

НС1+1 О – НС1+3 О2 – НС1+5 О3 – НС1+7 О4

H2 S-2 – H2 S+4 O3 – H2 S+6 O4

Кислотные свойства усиливаются

В периодической таблице металлические элементы отделены от неметаллических элементов диагональной линией, проходящей от бора к астату. Вдоль этой границы располагаются элементы, проявляющие свойства металлов и неметаллов. К ним относятся бор, кремний, германий мышьяк, сурьма, теллур и астат, которые называются полуметаллами или металлоиды. Таким образом, внутри каждого периода имеется «пограничная зона», в которой располагается элемент, проявляющий двойственные свойства. Следовательно, переход от типичного металла к типичному неметаллу в периоде происходит постепенно. Внутри больших периодов переход от металлов к неметаллам происходит плавно.

Биологическая роль химических элементов в организме человека чрезвычайно разнообразна и важна. Основу живых систем составляют только шесть элементов: углерод, водород, кислород, азот, фосфор, сера . И все эти элементы относятся к неметаллам, о свойствах которых речь пойдет ниже. На долю перечисленных неметаллов в организме человека приходится 97,4%. Для этих элементов характерным является то, что они способны образовывать разнообразные связи, этим и обуславливается большое число биомолекул, существующих в живых организмах. Корме того, углерод, во-

дород, кислород, азот, фосфор и сера относятся к макроэлементам, т.е.

элементам, содержание которых в организме выше 10-2 %. К микроэлементам, содержание которых в организме находится в пределах от 10-3 до10-5 %, из неметаллов относятся иод, мышьяк, фтор, бром. По значимости для жизнедеятельности элементы делятся на группы. К жизненно необходимым или незаменимым элементам относится ряд металлов (Ca, K, Na, Mg, Mn, Cu, Co, Fe, Zn, Mo, V) и следующие неметаллы: Н, О, N, P, S, Cl, C, I. Их дефицит приводит к нарушению нормальной жизнедеятельности человека. Кроме того, в организме человека постоянно находятся следующие неметаллы: Br, F, B, Si, As, Se. Элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности различных клеток и организмов, называют биогенными элементами.

Незаменимые элементынеметаллы, (макроэлементы)

Биогенные неметаллы, (микроэлементы)

Металлы

Для организма вреден не только недостаток, но и избыток биогенных элементов. В результате недостатка или избытка того или иного элемента в организме человека могут возникать различные заболевания. Существует тесная связь между живой и неживой природой. Обычно содержание элементов в живых организмах соответствует содержанию этого элемента в земной коре. В живых организмах постоянно происходит обмен химических элементов с окружающей средой. В обмене принимают участие элементы с близкими физико-химическими характеристиками, такими, как ионный радиус, заряд иона, энергия ионизации, координационное число и т.д. Ион ка- кого-либо элемента (особенно при его недостатке) в организме замещаться близким по химическим свойствам и ионному радиусу ионом другого элемента, чаще соседа по группе периодической системы. Этот процесс в первую очередь зависит от химического состава среды. Следовательно, нарушение естественного микроэлементного состава среды может пагубно отразиться на жизненных процессах. Поэтому так важна защита природы от неразумного загрязнения.

2. Водород и его соединения

Общая характеристика водорода. Элемент водород Н занимает особое положение в Периодической системе. Его помещают и 1-группу и в 7- группу периодической системы. Но в настоящее время чаще располагают в начале подгруппы галогенов.

В пользу помещения водорода в начало подгруппы щелочных металлов говорят следующие аргументы:

1. Водород, как и щелочные металлы, проявляет в большинстве соединений степень окисления +1 .

2. Подобно щелочным металлам, водород обладает ярко выраженными восстановительными свойствами.

Fe2 O3 + 3 H2 = 2 Fe + 3 H2 O

3. Водород и щелочные металлы легко замещают друг друга в химических реакциях.

NаОН + НС1 = NаС1 + Н2 О Сходство водорода с галогенами заключается в следующем:

1. Подобно атомам галогенов, водород может присоединять электрон с образованием иона водорода Н, который является изоэлектронным ближайшему благородному газу (Не)

2 Nа + Н2 = 2 NаН

2. Как и легкие галогены, водород – газ при обычных условиях. Молекула водорода состоит из двух атомов (Н 2 ).

3. Водород в соединениях легко замещается галогенами.

СН4 + С12 = СН3 С1 + НС1;

4. Потенциал ионизации (первый) водорода соизмерим с потенциа-

5. Температуры плавления и кипения водорода соответствуют ряду галогенов:

Температура плавления

Температура

Рис. 1. Температуры плавления и кипения галогенов и водорода

Водород – один из наиболее распространенных элементов на Земле. Его общее содержание в земной коре составляет ~ 1%. В пересчете на атомар-

ные количества оказывается, что из каждых 100 атомов земной коры на долю водорода приходится 17.

Водород – самый легкий газ из всех газов. Он бесцветен и не имеет запаха и вкуса. Он не ядовит, но при высоких концентрациях вызывает удушье и наркотическое действие. Из-за слабого межмолекулярного взаимодействия водород имеет очень низкие температуры кипения (-252,8 о С) и плавления (-259,2 о С). Н2 практически не растворяется в воде.

Под действием радиационных реакций происходит образование водо-

рода в атмосфере:	γ 2 Н2 + О2
2 Н2 О

Но в атмосфере Н2 находится только в виде следов, ввиду легкой диффузии его в космическое пространство.

Электронная формула водорода 1s 1 , характерные степени окисления +1 и реже –1 . Водород существует в виде трех изотопов:

1 1 Н; 2 1 Н (Д – дейтерий ); 3 1 Н(Т – тритий ).

Кроме этого искусственно получены два неустойчивых изотопа водорода 4 1 Н и 5 1 Н. В природе 99,985 % приходится на долю легкого водорода, остальное – дейтерий. Все изотопы имеют по оному электрону, но химические и физические свойства двухатомных молекул и их соединений заметно различаются.

Небольшие изменения энергии связи сильно сказываются на скоростях реакций. Еакт. тем выше, чем сильнее связь в молекуле

Свойства тяжелой воды отличаются от свойств Н2 О: температура замерзания тяжелой воды 4о С, температура кипения 101,42 о С, плотность 1,105 г/см3 (20о С). Получают тяжелую воду в результате электролиза легкой воды с последующим вымораживанием. Д2 О – не пригодна для жизненных процессов, так как более прочные связи О – Д изменяют скорости биологических процессов и приводят к смещению равновесия этих процессов. Дейтерий – играет важную роль в атомной технике. Д2 О – тяжелую воду используют как замедлитель нейтронов в ядерных реакторах.

Тритий – радиоактивный изотоп водорода. Тритий выделяется при дейст-

вии космического излучения на азот:

14 7 N + 1 0 n → 12 6 С + 3 1 Н

Тритий используется для получения энергии в процессе ядерного син-

3 1 Н + 2 1 Н → 4 2 Не + 1 0 n + 17,6 МэВ

В результате радиоактивного распада ядро трития испускает β-частицу и

превращается в ядро атома гелия:

3 1 Т → β + 3 2 Не.

катализатор, t = 800 о С )

В результате замены в соединениях легкого водорода на тритий получают «меченые препараты», которые широко используют в химических исследованиях и в медицинской практике.

Получение водорода. В лаборатории водород чаще всего получают действием разбавленных серной или соляной кислот на цинк, а также взаимодействием активных металлов с водой:

Zn + H2 SO4 (разб.) = ZnSO4 + H2

2 Na + 2 H2 O = 2 NaOH + H2

Промышленные способы получения основаны на более дешевом сырье:

а) водород получают при взаимодействии водяного пара с раскаленным углем:

С + H2 O = СO + H2

Полученная таким образом смесь называется водяным газом. В присутствии катализатора (Fe2 O3 ) при 500о С оксид углерода может быть превращен в диоксид углерода:

СО + H2 O = СO2 + H2 (катализатор, t )

очистка от СО2 трудностей не представляет б) из природного газа

2 СН4 + О2 + 2 Н2 О = 2 СО2 + 6 Н2 (

СН4 + Н2 О = СО + 3 Н2 (t = 800-900 о С )

Водород высокой степени чистоты получают электролизом растворов

гидроксидов щелочных металлов (NaOH, КОН):

К: 2 Н2 О + 2ē = Н2 + 2 ОН- А: 4 ОН- - 4ē = О2 + 2 Н2 О

Химические свойства водорода. Атом водорода имеет самый маленький размер по сравнению с атомами других элементов, поэтому катион водорода (протон) Н+ обладает сильной проникающей способностью в электронные оболочки атомов других элементов. Атом водорода образует с атомами наиболее электоотрицательных элементов водородные связи. По этой же причине свободный катион водорода Н+ не существует в водном

растворе, он соединяется с одной молекулой воды и образует катион оксония Н3 О+ .

По химическим свойствам водород является довольно активным веществом. При нагревании взаимодействует со многими неметаллами: Cl2 ; Br2 ; S;

O2 и др:
	Sтв.
		2 HF (реакция идет с взрывом уже
			при комнатной температуре)

Водород – активный восстановитель. Широко применяется в технике для выделения металлов из солей и оксидов:

MgO + Н2 = Mg + Н2 O Fe3 O4 + 4 Н2 = 3 Fe + 4 Н2 O

Неметаллы — элементы с 14-ой по 16-ую группы таблицы Менделеева . Они почти не проводят электричество и тепло. Неметаллы очень хрупкие и практически не изгибанию и любым другим деформациям. Они могут существовать в 2х из 3х состояний материи при комнатной температуре: газ (например, кислород) и твердые вещества (например, углерод). Неметаллы, не обладают металлическим блеском и не отражают свет.

Взаимодействие неметаллов с простыми веществами.

1. Взаимодействие неметаллов с металлами :

2Na + Cl 2 = 2NaCl ,

Fe + S = FeS ,

6Li + N 2 = 2Li 3 N ,

2Ca + O 2 = 2CaO.

в подобных случаях неметаллы проявляют окислительные свойства (принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы).

2. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами:

• взаимодействуя с водородом, почти все неметаллы проявляет окислительные свойства, при этом образуя летучие водородные соединения - ковалентные гидриды:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 ,

H 2 + Br 2 = 2HBr ;

• взаимодействуя с кислородом, все неметаллы, кроме фтора , проявляют восстановительные свойства:

S + O 2 = SO 2 ,

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

• при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород - восстановителем:

2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;

• неметаллы взаимодействуют между собой, более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный - роль восстановителя:

S + 3F 2 = SF 6 ,

Неметаллы в периодической системе расположены справа от диагонали «бор – астат». Это элементы главных подгрупп III, IV, V, VI, VII, VIII групп. К неметаллам относятся: , , астат, а также .

Среди неметаллов два элемента – водород и гелий – относятся к s-семейству, все остальные принадлежат к р-семейству.

На внешнем электронном слое у атомов неметаллов находится различное число электронов: у атома водорода – один электрон (1s 1), у атомов гелия – два электрона (1s 2), у атома бора – три электрона (2s 2 2p 1). Однако атомы большинства неметаллов, в отличие от атомов , на внешнем электронном слое имеют большое число электронов – от 4 до 8; их электронные конфигурации изменяются от ns 2 np 2 у атомов элементов главной подгруппы IV группы до ns 2 np 6 у атомов инертных газов.

Физические свойства

Элементы – неметаллы образуют простые вещества, которые при обычных условиях существуют в разных агрегатных состояниях:

7 элементов-неметаллов образуют простые вещества, существующие в виде двухатомных молекул Э 2 (H 2 , O 2 , N 2 , F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2).

Бром

Кристаллические решетки металлов и твердых веществ-неметаллов отличаются между собой. Атомы металлов образуют плотно упакованную кристаллическую структуру, в которой между атомами существуют ковалентные связи. В кристаллической решетке неметаллов, как правило, нет свободных электронов. В связи с этим твердые вещества-неметаллы в отличие от плохо проводят тепло и электрический ток, не обладают пластичностью.

Химические свойства

Неметаллы как окислители

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с . Например:

4Al + 3C = Al 4 C 3

2Al + N 2 = 2AlN

1. Все неметаллы играют роль окислителя при взаимодействии с . Например:

H 2 + Cl 2 = 2HCl

3H 2 + N 2 = 2NH 3

1. Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкую ЭО. Например:

2P + 5S = P 2 S 5

В этой реакции сера – окислитель, а – восстановитель, так как ЭО фосфора меньше ЭО серы.

1. Окислительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с некоторыми сложными веществами. Здесь важно особо отметить окислительные свойства неметалла – в реакциях окисления сложных веществ:

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

4NH 3 + 5O 2 = 4NO + 6H 2 O

1. Не только кислород, но и другие неметаллы ( , и другие) также могут играть роль окислителя в реакциях со сложными веществами. Например, сильный окислитель Cl 2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III) :

2FeCl 2 + Cl 2 = 2FeCl 3

На разной окислительной активности основана способность одних неметаллов вытеснять другие из растворов их . Например, бром, как более сильный окислитель, вытесняет йод в свободном виде из раствора йодида калия:

2KI + Br 2 = 2KBr + I 2

Неметаллы как восстановители

Стоит отметить, что неметаллы (кроме фтора) могут проявлять и восстановительные свойства. При этом электроны атомов неметаллов смещаются к атомам элементов- окислителей. В образующихся соединениях атомы неметаллов имеют положительные степени окисления. Высшая положительная степень окисления неметалла обычно равна номеру группы.

1. Все неметаллы выступают в роли восстановителей при взаимодействии с кислородом, так как ЭО кислорода больше ЭО всех других неметаллов (кроме фтора):

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Горение фосфора в кислороде

1. Многие неметаллы выступают в роли восстановителей в реакциях со сложными веществами-окислителями:

ZnO + C = Zn + CO

SiO2 + 2C = Si + 2CO

Таким образом, практически все неметаллы могут выступать как в роли окислителей, так и в роли восстановителей. Это зависит от того, с каким веществом взаимодействует неметалл.

Реакции самоокисления – самовосстановления

Существуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Это реакции самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) . Например:

Взаимодействие с металлами:
2Na + S = Na 2 S
- взаимодействие с водородом (образуются летучие водородные соединения):
H 2 + Cl 2 = 2HCl
- любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности:
2P + 3Cl 2 = 2PCl 3
- взаимодействие со сложными веществами:
CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

Восстановительные свойства

Взаимодействие с кислородом (исключение – фтор):
4P + 5O 2 = 2P 2 O 5
- взаимодействие со сложными веществами-окислителями:
S + 6HNO 3 = H 2 SO 4 + 6NO2? + 2H 2 O.
При взаимодействии с неметаллами концентрированная серная кислота восстанавливается до SO 2 .

Реакция диспропорционирования

Характерна для активных неметаллов. Протекает в щелочной среде:
3I 2 + 6NaOH = 5NaI + NaIO 3 + 3H 2 O.

Общая характеристика. Из всех известных в настоящее время элементов около 80% относятся к металлам: s-элементы I и II групп, все d- и f- элементы и ряд p-элементов главных подгрупп периодической системы. Наиболее типичные металлы расположены в начале периодов (кроме первого). Главной особенностью элементов-металлов является наличие у них на внешних энергетических уровнях небольшого числа электронов.(1,2,3).

В природе металлы встречаются как в свободном виде, так и в виде соединений. В свободном виде существуют химически менее активные, трудно окисляющиеся кислородом металлы: платина, золото, серебро, ртуть, медь и др. Все металлы, за исключением ртути, при обычных условиях твердые вещества с характерным блеском, хорошо проводят электрический ток и тепло. Большинство металлов может коваться, тянуться и прокатываться. По цвету, все металлы условно подразделяются на две группы: черные и цветные. По плотности различают металлы легкие (ρ < 5) и тяжелые (ρ > 5). Примером легких металлов служат калий, натрий, кальций,алюминий и др. К тяжелым металлам относятся осмий, олово, свинец, никель, ртуть, золото, платина и т.д. Температура плавления металлов также различна: от -38.9 °С (ртуть) до 3380 °С (вольфрам). Металлы могут отличаться и по твердости: самыми мягкими металлами являются натрий и калий (режутся ножом), а самыми твердыми – никель, вольфрам, хром (последний режет стекло). Тепло и электричество различные металлы проводят неодинаково: лучшим проводником электричества является серебро, худшим – ртуть.

В расплавленном состоянии металлы могут распределяться друг в друге, образуя сплавы. Большинство расплавленных металлов могут смешиваться друг с другом в неограниченных количествах. При смешивании расплавленных металлов происходит либо простое растворение расплавов одного металла в другом, либо металлы вступают в химическое соединение. Чаше всего сплавы представляют собой смеси свободных металлов с их химическими соединениями. В состав сплавов могут входить также и неметаллы (чугун – сплав железа с углеродом). Свойства металлов существенно отличаются от свойств составляющих их элементов.

Известно, что у металлов на внешнем энергетическом уровне (ВЭУ) имеется 1-3 валентных электрона. Поэтому они сравнительно легко отдают свои электроны неметаллам, у которых на ВЭУ 5-7 электронов. Так, металлы непосредственно реагируют с галогенами. Большинство Ме хорошо реагируют с кислородом (исключая золото, платину, серебро), образуя оксиды и пероксиды; взаимодействуют с серой с образованием сульфидов. Щелочные ищелочноземельные металлы легко реагируют с водой с образованием растворимых в ней щелочей. Металлы средней активности реагируют с водой только при нагревании. Малоактивные металлы с водой вообще не реагируют. Большинство металлов растворяется в кислотах. Однако химическая активность различных металлов различна. Она определяется легкостью атомов металла отдавать валентные электроны.

Квантовые числа электрона

Квантовое число n – главное . Оно определяет энергию электрона в атоме водорода и одноэлектронных системах (He +, Li 2+ и т. д.). В этом случае энергия электрона

Орбитальное квантовое числоl характеризует форму орбиталей и принимает значения от 0 до n – 1. Кроме числовых l имеет буквенные обозначения

l	=						…
l	=	s	p	d	f	g	…

Электроны с одинаковым значением l образуют подуровень.

Квантовое число l определяет квантование орбитального момента количества движения электрона в сферически симметричном кулоновском поле ядра.

Квантовое число m l называют магнитным . Оно определяет пространственное расположение атомной орбитали и принимает целые значения от –l до +l через нуль, то есть 2l + 1 значений. Расположение орбитали характеризуется значением проекции вектора орбитального момента количества движения M z на какую-либо ось координат (обычно осьz ):

Таблица 2.1. Число орбиталей на энергетических подуровнях.

Орбитали одного подуровня (l = const) имеют одинаковую энергию. Такое состояние называют вырожденным по энергии . Так p -орбиталь – трехкратно, d – пятикратно, а f – семикратно вырождены.

Граничные поверхности s -, p -, d -, f - орбиталей показаны на рис. 2.1.

s -Орбитали сферически симметричны для любого n и отличаются друг от друга только размером сферы. Их максимально симметричная форма обусловлена тем, что при l = 0 и μ l = 0.

p -Орбитали существуют при n ≥ 2 и l = 1, поэтому возможны три варианта ориентации в пространстве: m l = –1, 0, +1. Все p-орбитали обладают узловой плоскостью, делящей орбиталь на две области, поэтому граничные поверхности имеют форму гантелей, ориентированных в пространстве под углом 90° друг относительно друга. Осями симметрии для них являются координатные оси, которые обозначаются p x , p y , p z .

d -Орбитали определяются квантовым числом l = 2 (n ≥ 3), при котором m l = –2, –1, 0, +1, +2, то есть характеризуются пятью вариантами ориентации в пространстве. d -Орбитали, ориентированные лопастями по осям координат, обозначаются d z ² и d x ²–y ², а ориентированные лопастями по биссектрисам координатных углов – d xy , d yz , d xz .

Семь f -орбиталей , соответствующих l = 3 (n ≥ 4), изображаются в виде граничных поверхностей, приведенных на рис. 2.1.

Квантовые числа n , l и m l не полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Экспериментально установленно, что электрон имеет еще одно свойство – спин. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое квантовое числоm s имеет только два значения m s = ±1/2, представляющие собой две проекции углового момента электрона на выделенную ось. Электроны с разными m s обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз .

В многоэлектронных атомах, как и в атоме водорода, состояние электрона определяется значениями тех же четырех квантовых чисел, однако в этом случае электрон находится не только в поле ядра, но и в поле других электронов. Поэтому энергия в многоэлектронных атомах определяется не только главным, но и орбитальным квантовым числом, а вернее их суммой: энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы n + l ; при одинаковой сумме сначала заполняется уровень с меньшим n и большим l . Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d < 5p < 6s ≈ 4f ≈ 5d < 6p < 7s ≈ 5f ≈ 6d < 7p .

Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии.

Современная формулировка периодического закона такова:
«свойства химических элементов (т.е. свойства и форма образуемых ими соединений) находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов химических элементов».

Таблица Менделеева

Периодическая таблица Менделеева состоит из 8 групп и 7 периодов.

Вертикальные столбцы таблицы называют группами . Элементы, внутри каждой группы, обладают сходными химическими и физическими свойствами. Это объясняется тем, что элементы одной группы имеют сходные электронные конфигурации внешнего слоя, число электронов на котором равно номеру группы. При этом группа разделяется на главные и побочные подгруппы .

В Главные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешних ns- и np- подуровнях. В Побочные подгруппы входят элементы, у которых валентные электроны располагаются на внешнем ns- подуровне и внутреннем (n - 1) d- подуровне (или (n - 2) f- подуровне).

Все элементы в периодической таблице , в зависимости от того, на каком подуровне (s-, p-, d- или f-) находятся валентные электроны классифицируются на: s- элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p- элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d- элементы (элементы побочных подгрупп), f- элементы (лантаноиды, актиноиды).

Высшая валентность элемента (за исключением O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы) равна номеру группы, в которой он находится.

Для элементов главных и побочных подгрупп одинаковыми являются формулы высших оксидов (и их гидратов). В главных подгруппах состав водородных соединений являются одинаковыми, для элементов, находящихся в этой группе. Твердые гидриды образуют элементы главных подгрупп I - III групп, а IV - VII групп образуют а газообразные водородные соединения. Водородные соединения типа ЭН 4 – нейтральнее соединения, ЭН 3 – основания, Н 2 Э и НЭ - кислоты.

Горизонтальные ряды таблицы называют периодами . Элементы в периодах отличаются между собой, но общее у них то, что последние электроны находятся на одном энергетическом уровне (главное квантовое число n - одинаково).

Первый период отличается от других тем, что там находятся всего 2 элемента: водород H и гелий He.

Во втором периоде находятся 8 элементов (Li - Ne). Литий Li – щелочной металл начинает период, а замыкает его благородный газ неон Ne.

В третьем периоде, также как и во втором находятся 8 элементов (Na - Ar). Начинает период щелочной металл натрий Na, а замыкает его благородный газ аргон Ar.

В четвёртом периоде находятся 18 элементов (K - Kr) – Менделеев его обозначил как первый большой период. Начинается он также с щелочного металла Калий, а заканчивается инертным газом криптон Kr. В состав больших периодов входят переходные элементы (Sc - Zn) - d- элементы.

В пятом периоде, аналогично четвертому находятся 18 элементов (Rb - Xe) и структура его сходна с четвёртым. Начинается он также с щелочного металла рубидий Rb, а заканчивается инертным газом ксенон Xe. В состав больших периодов входят переходные элементы (Y - Cd) - d- элементы.

Шестой период состоит из 32 элементов (Cs - Rn). Кроме 10 d -элементов (La, Hf - Hg) в нем находится ряд из 14 f -элементов(лантаноиды)- Ce - Lu

Седьмой период не закончен. Он начинается с Франций Fr, можно предположить, что он будет содержать, также как и шестой период, 32 элемента. Но найдено пока только 24 (до элемента с Z = 110). Сюда входят 14 f -элементов, которые относятся к актиноидам.

Периодический закон

Менделеев дал следующую формулировку Периодического закона: «свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса».
Существует четыре основных периодических закономерности:

Правило октета утверждает, что все элементы стремятся приобрести или потерять электрон, чтобы иметь восьмиэлектронную конфигурацию ближайшего благородного газа. Т.к. внешние s- и p-орбитали благородных газов полностью заполнены, то они являются самыми стабильными элементами.
Энергия ионизации – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома. Согласно правилу октета, при движении по периодической таблице слева направо для отрыва электрона требуется больше энергии. Поэтому элементы с левой стороны таблицы стремятся потерять электрон, а с правой стороны – его приобрести. Самая высокая энергия ионизации у инертных газов. Энергия ионизации уменьшается при движении вниз по группе, т.к. у электронов низких энергетических уровней есть способность отталкивать электроны с более высоких энергетических уровней. Это явление названо эффектом экранирования . Благодаря этому эффекту внешние электроны мене прочно связаны с ядром. Двигаясь по периоду энергия ионизации плавно увеличивается слева направо.

Сродство к электрону – изменение энергии при приобретении дополнительного электрона атомом вещества в газообразном состоянии. При движении по группе вниз сродство к электрону становится менее отрицательным вследствие эффекта экранирования.

атомный радиус. За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус . При изучении строения молекул и кристаллов атомы и ионы можно рассматривать как имеющие некий эффективный радиус, зависящий от типа химической связи. Если рассматривать только относительные величины атомных радиусов, то легко обнаружить периодичность их зависимости от номера элемента.

В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра Z в общем монотонно уменьшаются из-за роста степени взаимодействия внешних электронов с ядром.

В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек.

У s - и p -элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более ярко, чем у d - и f -элементов, поскольку d - и f -электроны внутренние. Уменьшение радиусов у d - и f-элементов в периодах называется d - и f -сжатием . Следствием f -сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d -элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы

Энергией ионизации атома I называется количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома или иона.

Энергия ионизации I выражается в кДж∙моль –1 или эВ∙атом –1 . Значение I в электронвольтах численно равно потенциалу ионизации, выраженному в вольтах, поскольку E = e - ·I .

Э + – e – = Э + , ΔH = I 1 – первый потенциал ионизации; Э – e – = Э 2+ , ΔH = I 2 – второй потенциал ионизации и т.д. I 1 < I 2 < I 3 < I 4 ...

Энергия ионизации определяет характер и прочность химической связи и восстановительные свойства элементов.

Энергия сродства к электрону. Другой важной в химии характеристикой атома является энергия сродства к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к нейтральному атому. Чем больше электронное сродство, тем более сильным окислителем является данный элемент. Экспериментальное определение энергии сродства к электрону E значительно сложнее, чем определение энергии ионизации. Величины E (в эВ) для некоторых атомов приведены ниже:

Немонотонность изменения сродства к электрону в периоде также обусловлена сравнительной устойчивостью полностью и наполовину заполненных подоболочек. Самый сильный из всех элементарных окислителей – фтор (он обладает и самым малым атомным радиусом из всех элементов VII группы).

Отметим, что в отличие от ионизации присоединение двух и более электронов энергетически затруднено, и многозарядные одноатомные отрицательные ионы в свободном состоянии не существуют.

Окислительной способностью не обладают нейтральные атомы с устойчивыми конфигурациями s 2 и s 2 p 6 и переходные элементы. У остальных элементов в таблице Менделеева окислительная способность нейтральных атомов повышается слева направо и снизу вверх.

В периодах электроотрицательность растет, а в группах уменьшается с ростом Z , то есть растет от Cs к F по диагонали периодической системы. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство элементов.

В главных и побочных подгруппах свойства элементов меняются немонотонно, что обусловлено так называемой вторичной периодичностью , связанной с влиянием d - и f -электронных слоев.

Из анализа периодичности геометрических и энергетических параметров атомов следует, что периодическим законом можно пользоваться для определения физико-химических констант, предсказывать изменение радиусов, энергий ионизации и сродства к электрону, и, следовательно, кислотно-основные и окислительно-восстановительные свойства их соединений.

Ковалентная связь – наиболее общий вид химической связи, возникающий за счет обобществления электронной пары посредством обменного механизма , когда каждый из взаимодействующих атомов поставляет по одному электрону, или по донорно-акцепторному механизму , если электронная пара передается в общее пользование одним атомом (донором) другому атому (акцептору) (рис. 3.2).

Классический пример неполярной ковалентной связи (разность электроотрицательностей равна нулю) наблюдается у гомоядерных молекул: H–H, F–F. Энергия двухэлектронной двухцентровой связи лежит в пределах 200–2000 кДж∙моль –1 .

При образовании гетероатомной ковалентной связи электронная пара смещена к более электроотрицательному атому, что делает такую связь полярной. Ионность полярной связи в процентах вычисляется по эмпирическому соотношению 16(χ A – χ B) + 3,5(χ A – χ B) 2 , где χ A и χ B – электроотрицательности атомов А и В молекулы АВ. Кроме поляризуемости ковалентная связь обладает свойством насыщаемости – способностью атома образовывать столько ковалентных связей, сколько у него имеется энергетически доступных атомных орбиталей. О третьем свойстве ковалентной связи – направленности – речь пойдет ниже (см. метод валентных связей).

Ионная связь – частный случай ковалентной, когда образовавшаяся электронная пара полностью принадлежит более электроотрицательному атому, становящемуся анионом. Основой для выделения этой связи в отдельный тип служит то обстоятельство, что соединения с такой связью можно описывать в электростатическом приближении, считая ионную связь обусловленной притяжением положительных и отрицательных ионов. Взаимодействие ионов противоположного знака не зависит от направления, а кулоновские силы не обладают свойством насыщености. Поэтому каждый ион в ионном соединении притягивает такое число ионов противоположного знака, чтобы образовалась кристаллическая решетка ионного типа. В ионном кристалле нет молекул. Каждый ион окружен определенным числом ионов другого знака (координационное число иона). Ионные пары могут существовать в газообразном состоянии в виде полярных молекул. В газообразном состоянии NaCl имеет дипольный момент~3∙10 –29 Кл∙м, что соответствует смещению 0,8 заряда электрона на длину связи 0,236 нм от Na к Cl, т. е. Na 0,8+ Cl 0,8– .

Металлическая связь возникает в результате частичной делокализации валентных электронов, которые достаточно свободно движутся в решетке металлов, электростатически взаимодействуя с положительно заряженными ионами. Силы связи не локализованы и не направлены, а делокализированные электроны обусловливают высокую тепло- и электропроводность.

Водородная связь . Ее образование обусловленно тем, что в результате сильного смещения электронной пары к электроотрицательному атому атом водорода, обладающий эффективным положительным зарядом, может взаимодействовать с другим электроотрицательным атомом (F, O, N, реже Cl, Br, S). Энергия такого электростатического взаимодействия составляет 20–100 кДж∙моль –1 . Водородные связи могут быть внутри- и межмолекулярными . Внутримолекулярная водородная связь образуется, например, в ацетилацетоне и сопровождается замыканием цикла (рис. 3.3).

Молекулы карбоновых кислот в неполярных растворителях димеризуются за счет двух межмолекулярных водородных связей (рис. 3.4).

Исключительно важную роль водородная связь играет в биологических макромолекулах, таких неорганических соединениях как H 2 O, H 2 F 2 , NH 3 . За счет водородных связей вода характеризуется столь высокими по сравнению с H 2 Э (Э = S, Se, Te) температурами плавления и кипения. Если бы водородные связи отсутствовали, то вода плавилась бы при –100 °С, а кипела при –80 °С.

Ван-дер-ваальсова (межмолекулярная) связь – наиболее универсальный вид межмолекулярной связи, обусловлен дисперсионными силами (индуцированный диполь – индуцированный диполь), индукционным взаимодействием (постоянный диполь – индуцированный диполь) и ориентационным взаимодействием (постоянный диполь – постоянный диполь). Энергия ван-дер-ваальсовой связи меньше водородной и составляет 2–20 кДж∙моль –1 .

КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ

Осуществляется за счет электронной пары, принадлежащей обоим атомам. Различают обменный и донорно-акцепторный механизм образования ковалентной связи.

1) Обменный механизм . Каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару:

2) Донорно-акцепторный механизм . Один атом (донор) предоставляет электронную пару, а другой атом (акцептор) предоставляет для этой пары свободную орбиталь;

Два атома могут обобществлять неcколько пар электронов. В этом случае говорят о кратных связях:

Если электронная плотность расположена симметрично между атомами, ковалентная связь называется неполярной .

Если электронная плотность смещена в сторону одного из атомов, то ковалентная связь называется полярной .

Полярность связи тем больше, чем больше разность электроотрицательностей атомов.

Положение элементов-неметаллов в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

· Элементы-неметаллы:

· s-элемент – водород;

· р-элементы 3 группы – бор;

· 4 группы – углерод и кремний;

· 5 группы – азот, фосфор и мышьяк,

· 6 группы – кислород, сера, селен и теллур

· 7 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат.

Элементы 8 группы – инертные газы, занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой.

Химические элементы-неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства, в зависимости от химического превращения, в котором они принимают участие.

Атомы самого электроотрицательного элемента – фтора – не способны отдавать электроны, он всегда проявляет только окислительные свойства, другие элементы могут проявлять и восстановительные свойства, хотя намного в меньшей степени, чем металлы. Наиболее сильными окислителями (принимают электроны) - являются фтор, кислород и хлор, преимущественно восстановительные свойства (отдают) проявляют водород, бор, углерод, кремний, фосфор, мышьяк и теллур. Промежуточные окислительно-восстановительные свойства имеют азот, сера, йод.

1. Взаимодействие с металлами:

2Na + Cl 2 = 2NaCl, Fe + S = FeS, 6Li + N 2 = 2Li 3 N, 2Ca + O 2 = 2CaO

в этих случаях неметаллы проявляют окислительные свойства, они принимают электроны, образуя отрицательно заряженные частицы.

2. Взаимодействие с другими неметаллами:

· взаимодействуя с водородом , большинство неметаллов проявляет окислительные свойства, образуя летучие водородные соединения – ковалентные гидриды:

3H 2 + N 2 = 2NH 3 , H 2 + Br 2 = 2HBr;

· взаимодействуя с кислородом , все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства:

S + O 2 = SO 2 , 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 ;

· при взаимодействии с фтором фтор является окислителем, а кислород – восстановителем: 2F 2 + O 2 = 2OF 2 ;

· неметаллы взаимодействуют между собой , более электроотрицательный металл играет роль окислителя, менее электроотрицательный – роль восстановителя: S + 3F 2 = SF 6 , C + 2Cl 2 = CCl 4 .

Галогены (7 группа)

Химические свойства галогенов.

КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ КИСЛОТЫ ХЛОРА

· Хлорноватистая кислота HCl +1 O соли – гипохлориты

Существует только в виде разбавленных водных растворов.

Получение Cl2 + H2O = HCl + HClO

Химические свойства

HClO - слабая кислота и сильный окислитель:

1) Разлагается на свету, выделяя атомарный кислород HClO = HCl + O

2) Со щелочами дает соли – гипохлориты HClO + KOH = KClO + H2O

3) Взаимодействует с галогеноводородами 2HI + HClO = I2 + HCl + H2O

Хлористая кислота HClO2 (HClO2 - слабая кислота и сильный окислитель; соли хлористой кислоты – хлориты)

Химические свойства

1.HClO2 + KOH = KClO2 + H2O

2. Неустойчива, при хранении разлагается 4HClO2 = HCl + HClO3 + 2ClO2 + H2O

Хлорноватая кислота HCl O3 (HClO3 - Сильная кислота и сильный окислитель; соли хлорноватой кислоты – хлораты)

KClO 3 - Бертоллетова соль ; ее получают при пропускании хлора через подогретый (40°C) раствор KOH:

3Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Бертоллетову соль используют в качестве окислителя; при нагревании она разлагается:

4KClO 3 = KCl + 3KClO 4 (без катализатора)

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (катализатор MnO 2)

Хлорная кислота HClO4 (HClO4 - очень сильная кислота и очень сильный окислитель; соли хлорной кислоты – перхлораты )

Получение KClO4 + H2SO4 = KHSO4 + HClO4

Химические свойства

1) Взаимодействует со щелочами HClO4 + KOH = KClO4 + H2O

2) При нагревании хлорная кислота и ее соли разлагаются:

4HClO4 = 4ClO2 + 3O2 + 2H2O KClO4 = KCl + 2O2

Халькогены (элементы VIA группы)

Кислород, S, Se, Te, Po. Название халькогены означает «рождающие руды». Соединения серы: пирит, или железный колчедан – FeS2, киноварь – HgS, цинковая обманка – ZnS.

На внешнем энергетическом уровне у халькогенов 6 электронов. До завершения внешнего энергетического уровня атомам не хватает 2 электрона, поэтому они присоединяют электроны и проявляют в своих соединениях степень окисления -2.

Атомы серы, селена и теллура в своих соединениях с более электроотрицательными элементами проявляют положительные степени окисления +2, +4 и +6.

Кислород n=8 1s 2 2s 2 2p 4

Кислород входит в состав таких руд, как корунд – Al2O3, магнитный железняк, – Fe3O4, красный железняк – Fe2O3, бурый железняк - Fe2O3 ·

Кислород в соединении с фтором – OF2 проявляет степень окисления +2. Кислород входит в состав атмосферы, где на его долю приходится 21%.

Получение кислорода.

· В промышленности кислород получают из жидкого воздуха.

· Кислород можно получить и при разложении воды в специальном устройстве – электролизёре.

· В лаборатории используют пероксид водорода (Н2О2). Эта реакция идёт в присутствии катализатора – оксида марганца IV

· в лаборатории ещё используют реакцию разложения перманганата калия – KMnO 4 – «марганцовки».

· В лабораторных условиях кислород выделяется кислород при нагревании бертолетовой соли (хлората калия)

2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 Катализатор - оксид марганца (MnO 2).

кислород существует в виде двух аллотропных модификаций –O 2 и О 3 .

Химические свойства

Кислород не взаимодействует с галогенами, благородными газами, золотом и платиной.

· Кислород энергично реагирует с металлами. Например, в реакции с литием, образуется оксид лития, в реакции с медью – оксид меди (II).

4Li + O 2 = 2Li 2 O 2Cu + O 2 = 2CuO

· Кислород реагирует с неметаллами.

S + O 2 = SO 2 4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Почти все реакции с кислородом экзотермические (то есть сопровождаются выделением теплоты). Исключение составляет реакция азота с кислородом, которая является эндотермической.

N 2 + O 2 ↔ 2NO – Q

· Кислород сложные вещества.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O 2H 2 S + 3O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

СЕРА n=16 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4