Якщо в Періодичній системі умовно провести лінію по діагоналі від Бора до Астату, то праворуч угорі в головних підгрупах будуть розташовані елементи-неметали. До них належать: Гідроген, Гелій, Бор, Карбон, Нітроген, Оксиген, Флуор, Неон, Силіцій, Фосфор, Сульфур, Хлор, Аргон, Арсен, Селен, Бром, Криптон, Телур, Йод, Ксенон, Астат, Радон.

Оксиген, Сульфур. Алотропні модифікації. Сполуки оксигену та сульфуру

Оксиген, Сульфур

Елемент Оксиген розташований в 2-му періоді, VI групі Періодичної системи. Порядковий номер — 8, відносна атомна маса — 16.
Електронна конфігурація атома Оксигену:


В атомі Оксигену два неспарені електрони, отже, він двовалентний. В Ок­сигену висока електронегативність, тому в сполуках для нього характерний ступінь окиснення –2, крім сполук із Флуором (ступінь окиснення +1 і +2) і пероксидів (ступінь окиснення –1).
Елемент Сульфур розташований в 3-му періоді, VI групі Періодичної системи. Порядковий номер — 16. Відносна атомна маса — 32.
Електронна конфігурація атома Сульфуру:


З урахуванням можливості переходу електронів з s- та p- підрівнів на вільний d-підрівень для Сульфуру в сполуках характерні ступені окиснення –2, +4, +6, рідше +2.
Алотропні модифікації Окси­гену. У вільному стані Оксиген утворює дві алотропні модифікації: кисень і озон .
Властивості алотропних модифікацій Оксигену

Алотропні модифікації Суль­фу­ру. При кімнатній температурі Суль­фур перебуває у вигляді -сірки (ромбічна модифікація), що являє собою жовті крихткі кристали без запаху, нерозчинні у воді. За температур вище відбувається повільне перетворення -сірки в -сірку (моноклінна модифікація), що є майже білими кристалічними пластинками.
Поширення Оксигену в природі. Оксиген — найпоширеніший елемент на Землі. Його вміст у земній корі складає близько 55,1 %. Оксиген як хімічний елемент входить до складу води, мінералів (відомо понад 1400 мінералів, що містять Оксиген), органічних речовин.
Поширення Сульфуру в природі. У природі Сульфур зустрічається у вигляді самородної сірки (проста речовина); входить до складу сульфідів і сульфатів, що утворюють багато мінералів, є компонентом природного вугілля та нафти. Сульфур — життєво важливий елемент: він входить до складу білків.

Одержання алотропних модифікацій Оксигену та Сульфуру.

1) Кисень утворюється в результаті розкладання деяких солей:

пероксидів:
оксидів важких металів:
2) Озон утворюється зі звичайного кисню під дією електричного розряду (розряд блискавки, робота електротрансфор­маторів) або ультрафіолетового ви­промінювання (сонячне світло, робота ксерокса), а також у процесах, що супро­воджуються виді­лення атомарного Оксигену (розклад пероксидів).
3) Сірку добувають в самородному стані; також її добувають:
при неповному розкладанні сірко­водню:

із сульфідів металів:

в реакціях відновлення сірки із суль­фур(IV) оксиду:


Хімічні властивості кисню.
Кисень — сильний окисник.
1) Взаємодія з металами:

2) Взаємодія з неметалами:

3) Горіння складних речовин:

4) Окиснення складних речовин (цей процес не належить до горіння):

Хімічні властивості сірки.
1) При взаємодії з неметалами сірка виявляє окисні й відновлювальні властивості.
Із простими речовинами, утвореними більш електронегативними елементами (Оксигеном, Фтором, Хлором, Бромом), сірка виступає в ролі відновника.
— сульфур(IV) оксид
Із простими речовинами, утвореними менш електронегативними елементами, сірка виступає в ролі окисника:
— карбон(VI) сульфід
Бінарні сполуки сульфуру, в яких вона виявляє ступінь окиснення –2, називають сульфідами.
— гідроген сульфід (сірководень)
2) Взаємодія з металами.
— цинк сульфід;
— ферум(ІІ) сульфід.
Усі сульфіди, крім HgS, утворюються при нагріванні. Із ртуттю сірка взаємодіє вже при кімнатній температурі:
— меркурій(II) сульфід.
Ця властивість використовується в лабораторіях для видалення розлитої ртуті, пари якої дуже токсичні.
Застосування кисню. Кисень використовується для інтенсифікації процесів горіння (наприклад, при виплавці сталі), підвищення температури горіння (при зварюванні), як окисник в інших реакціях, у медицині.
Озон має дезинфікуючу відбілюючу дію. Головне застосування озону — знезаражування водопровідної води.
Застосування сірки. Сірка застосовується для одержання сульфатної кислоти, вулканізації каучуку, боротьби із сільськогосподарськими шкідниками, одержання сірників, пороху. У медицині виготовляють сірчані мазі для лікування шкірних хвороб.

Сульфур оксиди

Сульфур(IV) оксид (діоксид сірки, сірчистий газ, сірчистий ангідрид) — безбарвний газ із різким запахом, скраплюється при . Негорючий, легко розчиняється у воді. Водний розчин називають сульфідною кислотою.
Міститься у вулканічних газах, виділяється при спалюванні природного вугілля. Є одним з основних забруднювачів повітря, викликає кислотні дощі.
Отруйний, викликає кашель, задишку, бронхіт, запалення легень.
Одержання сульфур(IV) оксиду.
1) Випалювання мінералів, що містять сульфіди:


2) Горіння сірки на повітрі:
3) Горіння сірководню в надлишку кисню: .
4) Взаємодія міді з концентрованою сульфатною кислотою:

5) Дія сульфатної кислоти на сульфіти:

Хімічні властивості суль­фур(IV) оксиду. Для більш характерні відновлювальні властивості.
1) Реакції, що відбуваються без зміни ступеня окиснення.
Взаємодія з основами:

Оборотна взаємодія з водою:

Взаємодія з основними оксидами:
.
2) Реакції, що відбуваються з підвищенням ступеня окиснення від +4 до +6, наприклад:

3) Реакції, що проходять зі зниженням ступеня окиснення, наприклад:

Застосування сульфур(IV) ок­сиду. Основна маса сульфур(IV) оксиду витрачається на виробництво сульфатної кислоти та інших сполук Сульфуру. Ви­користовується для відбілювання паперу, соломи і вовни. На відміну від необоротної дії білильного вапна, знебарвлення сульфур(IV) оксидом часто оборотне, і забарвлення повертається після промивання. Використовується як дезінфікуючий засіб, наприклад для обробки підвалів, овочесховищ.
Сульфур(VI) оксид (сірчаний газ, ангідрид сульфатної кислоти) при кімнатній температурі — безбарвна рідина, температура кипіння . Негорючий. Добре розчиняється у воді, взаємодіючи з нею. Гігроскопічний.
Токсичний, уражає дихальні шляхи, викликає опіки шкіри.
Одержання сульфур(VI) оксиду. Окиснювання в присутності каталізатора (платина чи ванадій(V) оксид) при високому тиску й нагріванні:

Хімічні властивості суль­фур(VI) оксиду.
1) З’єднуючись із водою, утворює сульфатну кислоту:

2) Добре розчиняється в сульфатній кислоті, утворюючи важку маслянисту рідину — олеум:
(або
3) У температурному інтервалі від 400 до розкладається на суль­фур(IV) оксид і кисень:

4) Як типовий кислотний оксид взаємодіє:
з оксидами, утвореними металами:

з основами:

Застосування сульфур(VI) оксиду. Сульфур(VI) оксид застосовується в основному у виробництві сульфатної кислоти; у лабораторії як водовід’ємний засіб.

Сульфатна кислота

Фізичні властивості сульфатної кислоти. Сульфатна кислота — важка безбарвна масляниста рідина (стара назва сульфатної кислоти — купоросна олія). За звичайної температури вона не летка й не має запаху.
Одержання сульфатної кислоти. Найбільше значення має контактний спосіб одержання сульфатної кислоти. Процес складається з трьох стадій.
1) Одержання сульфур(IV) оксиду. Сировиною є сульфурвмісні руди, сірка, сірководень:
; ; .
2) Окиснення сульфур(IV) оксиду в суль­фур(VI) оксид: (реакція йде під тиском, при підвищеній температурі й у присутності каталізаторів).
3) Одержання сульфатної кислоти. При цьому сульфур(VI) оксид поглинають розведеною сульфатною кислотою, одержуючи олеум, який потім розбавляють до потрібної концентрації: (або ).
Хімічні властивості розведеної сульфатної кислоти. Сульфатна кислота як двоосновна кислота утворює два ряди солей: кислі — гідросульфати (утворюються при надлишку кислоти) і середні — сульфати.
1) Ступенева дисоціація:


2) Взаємодія з розчинними і нерозчинними основами (реакція нейтралізації). При цьому утворюються гідросульфати (якщо кислота в реакційній суміші в надлишку):

або сульфати (якщо немає надлишку кислоти в реакційній суміші):

3) Взаємодія з металами, що розташовані в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:

4) Взаємодія з оксидами металів:

5) Взаємодія із солями, утвореними більш слабкими і/або леткими кислотами:

Хімічні властивості концентрованої сульфатної кислоти.
1) Взаємодія з металами. Концентрована сульфатна кислота при нагріванні реагує з багатьма металами, у тому числі тими, що стоять в електро­хі­мічному ряді напруг після Гідрогену. При цьому виділяється не водень, а сульфур(VI) оксид (з менш активними металами), сірка (з металами середньої активності) або сірководень (з активними металами):



Алюміній, залізо і хром пасивуються концентрованою сульфатною кислотою на холоді, при нагріванні реагують із нею.
2) Безводна сульфатна кислота розчиняє до 70 % сульфур(VI) оксиду, при цьому утворюється олеум.
3) При нагріванні відщеплює суль­фур(VI) оксид доти, поки не утвориться розчин із масовою часткою сульфатної кислоти 98,3 %:

4) Обвуглює органічні речовини — цукор, папір, дерево.
5) Як сильна нелетка кислота витісняє інші кислоти з їхніх сухих солей:

Реактивом для виявлення сульфат-іонів є розчини, що містять йони Барію:

Барій сульфат, що утворюється,— білий порошкоподібний осад, нерозчинний у воді й кислотах.
Застосування сульфатної кис­лоти. Сульфатна кислота використовується у виробництві неорганічних кислот, лугів, солей, мінеральних добрив, вибухових речовин, штучних волокон, барвників, пластмас і багатьох інших речовин. Найбільша кількість її витрачається для одержання фосфатних і ніт­рат­них добрив. Сульфатну кислоту використовують для одержання інших кислот — хлоридної, флуороводневої, фосфатної, оцтової. Вона застосовується для очищення нафтопродуктів.

Нітроген і Фосфор. Сполуки Нітрогену та фосфору

Нітроген і Фосфор

Елементи Нітроген і Фосфор розташовані в V групі Періодичної системи, Ніт­роген у 2-му періоді, Фосфор — у 3-му.
Електронна конфігурація атома Нітрогену:


Валентність Нітрогену: III і IV, ступінь окиснення в сполуках: від –3 до +5.
Будова молекули азоту: , .
Електронна конфігурація атома Фосфору:


Електронна конфігурація атома Фосфору в збудженому стані:


Валентність Фосфору: III і V, ступінь окиснення в сполуках: –3, 0, +3, +5.
Фізичні властивості азоту. Безбарвний газ без смаку й запаху, небагато легший за повітря г/моль, г/моль), погано розчинний у воді. Температура плавлення –210 °С, кипіння –196 °С.
Алотропні модифікації Фос­фору. Серед простих речовин, що утворює елемент Фосфор, найбільш поширені білий, червоний і чорний фосфор.
Поширення Нітрогену в природі. Нітроген у природі зустрічається головним чином у вигляді молекулярного азоту . У повітрі об’ємна частка азоту складає 78,1 %, масова — 75,6 %. Сполуки Нітрогену в невеликих кількостях містяться в ґрунті. У складі органічних сполук (білки, нуклеїнові кислоти, АТФ) Нітроген міститься в живих організмах.
Поширення Фосфору в природі. Фосфор зустрічається в хімічно зв’язаному стані в складі мінералів: фосфоритів, апатитів, основна складова яких . Фосфор — життєво важливий елемент, входить до складу ліпідів, нуклеїнових кислот, АТФ, кальцій ортофосфату (у кістках і зубах).

Одержання азоту й фосфору.

Азот одержують у промисловості з рідкого повітря: оскільки азот має найнижчу температуру кипіння з усіх атмосферних газів, із рідкого повітря він випаровується першим. У лабораторії азот одержують при термічному розкладанні амоній нітриту: .
Фосфор одержують з апатитів чи фосфоритів при прожарюванні їх із коксом і піском за температури :

Хімічні властивості азоту.
1) Взаємодія з металами. Речовини, що утворюються в результаті цих реакцій, називаються нітридами.
За кімнатної температури азот реагує тільки з літієм:

З іншими металами азот реагує за високих температур:
— алюміній нітрид
2) Взаємодія з неметалами.
Із воднем азот взаємодіє в присутності каталізатора за високого тиску і температури:
— амоніак
За дуже високих температур (близько ) азот реагує з киснем:
— нітроген(ІІ) оксид
Хімічні властивості фосфору.
1) Взаємодія з металами.
При нагріванні фосфор реагує з металами:
— кальцій фосфід
2) Взаємодія з неметалами.
Білий фосфор самозаймається, а червоний горить при підпалюванні:
— фосфор(V) оксид
За недостачі кисню утворюється фос­фор(ІІІ) оксид (дуже отруйна речовина):

Взаємодія з галогенами:

Взаємодія із сіркою:

Амоніак

Молекулярна формула амоніаку: .
Електронна формула:
Структурна формула:
Фізичні властивості амоніаку. Безбарвний газ із характерним різким запахом, майже у два рази легший за по­вітря, отруйний. При збільшенні тиску чи охолодженні легко скраплюється в безбарвну рідину, температура кипіння , температура плавління . Амоніак дуже добре розчиняється у воді: при в 1 об’ємі води розчиняється до 700 об’ємів амоніаку, при — 1200 об’ємів.
Одержання амоніаку.
1) Амоніак у лабораторії одержують нагріванням сухої суміші кальцій гідроксиду (гашеного вапна) і амоній хлориду (нашатирю):

2) Амоніак у промисловості одержують із простих речовин — азоту й водню:

Хімічні властивості амоніаку. Нітроген в амоніаку має найменший ступінь окиснення і тому виявляє тільки відновні властивості.
1) Горіння в атмосфері чистого кисню чи в підігрітому повітрі:

2) Окиснення до нітроген(II) оксиду в присутності каталізатора (розпечена платина):

3) Оборотна взаємодія з водою:

Наявність йонів обумовлює лужне середовище розчину амоніаку. Отриманий розчин називається нашатирний спирт чи амоніачна вода. Йони амонію існують тільки в розчині. Виділити амоній гідроксид як самостійну сполуку неможливо.
4) Відновлення металів з їхніх оксидів:

5) Взаємодія з кислотами з утворенням солей амонію (реакція з’єднання):
— амоній ніт­рат.
Застосування амоніаку. Велика кількість амоніаку витрачається на одержання нітратної кислоти, нітрогеновмісних солей, сечовини, соди амоніачним методом. На легкому скрапленні й на­ступ­ному випаровуванні з поглинанням теплоти засноване його застосування в холодильних установках. Водні розчини амоніаку використовують як нітратні добрива.

Солі амонію

Солі амонію — це солі, що містять як катіон групу . Наприклад, — амоній хлорид, — амоній нітрат, — амоній сульфат.
Фізичні властивості солей амо­нію. Білі кристалічні речовини, добре розчинні у воді.
Одержання солей амонію. Со­лі амонію утворюються при взаємодії газоподібного амоніаку чи його розчинів із кислотами:


Хімічні властивості солей амонію.
1) Дисоціація:

2) Взаємодія з іншими солями:

3) Взаємодія з кислотами:

4) Взаємодія з лугами:

Ця реакція є якісною на солі амонію. Амоніак, що виділяється, визначають за запахом чи посинінням вологого індикаторного паперу.
5) Розкладання при нагріванні:

Застосування солей амонію. Солі амонію застосовуються в хімічній промисловості і як мінеральні добрива в сільському господарстві.

Нітроген оксиди і фосфор оксиди

Нітроген утворює оксиди, у яких він виявляє ступінь окиснення від +1 до +5: ; NO; ; ; ; .
Усі нітроген оксиди отруйні. Оксид має наркотичні властивості, які на початковій стадії позначаються ейфорією, звідси й назва — «звеселяючий газ». Оксид подразнює дихальні шляхи і слизові оболонки очей. Шкідливий наслідок хімічного виробництва, він потрапляє в атмосферу у вигляді «лисячого хвоста» — червоно-брунатного забарвлення.
Фосфор оксиди: і . Фосфор(V) оксид — найбільш стабільний оксид за звичайних умов.
Одержання нітроген оксидів і фосфор оксидів.
При безпосередньому сполученні молекулярних азоту й кисню утворюється тільки нітроген(II) оксид:

Інші оксиди одержують непрямим шляхом.
Фосфор(V) оксид отримують при згорянні фосфору в надлишку кисню або повітря:

Хімічні властивості нітроген оксидів.
1) — окисник, може підтримувати горіння:

Не реагує з водою і лугами.
2) NO — легко окиснюється:

Не реагує з водою і лугами.
3) — кислотний оксид:

4) — сильний окисник, кислотний оксид:

У присутності надлишку кисню:

Димеризується, утворюючи оксид — безбарвну рідину: . Реакція оборотна. При –11 °С рівновагу практично зміщено в бік утворення , а при 140 °С — у бік утворення .
5) — кислотний оксид:

Хімічні властивості фос­фор(V) оксиду. Фосфоровмісні кис­лоти.
— типово кислотний оксид. Йому відповідають три кислоти: мета-, орто- і двофосфатна. При розчиненні у воді спершу утворюється метафосфатна кислота:

При тривалому кип’ятінні з водою — ортофосфатна кислота:

При обережному прожарюванні ортофосфатної кислоти утворюється двофосфатна кислота:

Застосування нітроген окси­дів та фосфор оксидів.
Нітроген(IV) оксид використовується у виробництві нітратної кислоти, нітроген(І) оксид — у медицині.
Фосфор(V) оксид використовують для осушування газів і рідин, а в окремих випадках — для відщеплення від речовин хімічно зв’язаної води.

Нітратна й фосфатна кислоти

Фізичні властивості ортофосфатної (фосфатної) кислоти. За звичайних умов — тверда, безбарвна, кристалічна речовина. Температура плав­­лен­­ня +42,3 . У твердій і рідкій кислоті молекули поєднуються за рахунок водневих зв’язків. Цим зумовлена підвищена в’язкість концентрованих розчинів фосфатної кислоти. Вона добре розчинна у воді, її розчин — електроліт середньої сили.
Фізичні властивості нітратної кислоти. Безводна (100%-на) кислота — безбарвна рідина, що сильно пахне, температура кипіння . У разі зберігання на світлі поступово забарвлюється в бурий колір, внаслідок розкладання та утворення вищих нітроген оксидів, у тому числі й бурого газу . Добре змішується з водою в будь-яких співвідношеннях.
Одержання фосфатної кислоти.
1) З її солей, що містяться у фосфатних мінералах (апатитах і фосфоритах), при дії сульфатної кислоти:

2) Гідратацією фосфор(V) оксиду:

Одержання нітратної кислоти.
1) Із сухих солей нітратної кислоти при дії на них концентрованої сульфатної кислоти:

2) Із нітроген оксидів:

3) Промисловий синтез нітратної кислоти:
— каталітичне окиснення амоніаку, каталізатор — платина.
— окиснення киснем повітря.
— поглинання водою в присутності кисню.
Хімічні властивості фосфатної кислоти. Виявляє всі типові властивості кислот. Фосфатна кислота — триосновна, утво­рює два ряди кис­лих солей — ди­­гід­рофосфати і гідрофосфати.
1) Дисоціація:



2) Взаємодія з оксидами металів:

3) Взаємодія з основами:

4) Взаємодія із солями. Реакція з аргентум нітратом є якісною на йон — випадає жовтуватий осад аргентум фосфату:


5) Взаємодія з металами, що стоять в електро­хімічному ряді напруг до Гідрогену:

Хімічні властивості нітратної кислоти. Нітратна кислота — сильний окисник.
1) Дисоціація:
2) Взаємодія з оксидами металів:

3) Взаємодія з основами:

4) Взаємодія із солями:

5) Взаємодія з металами. При взаємодії з металами концентрованої і розведеної нітратної кислоти утворюється сіль (нітрат), нітроген оксиди, азот або амоніак і вода.
Застосування ортофосфатної й ніт­ратної кислот.
Ортофосфатна кислота широко використовується у виробництві мінеральних добрив. Вона не отруйна й використовується в харчовій промисловості для виготовлення сиропів, напоїв (кока-коли, пепсі-коли).
Нітратна кислота витрачається на виробництво нітратних добрив, вибухових речовин, ліків, барвників, пластмас, штучних волокон та інших матеріалів. Концентрована нітратна кислота застосовується в ракетній техніці як окисник ракетного палива.

Солі нітратної кислоти — нітрати. Це тверді кристалічні речовини, добре розчинні у воді, токсичні. Натрій, Калій, Кальцій і амоній нітрати називають також селітрами.
Одержання нітратів.
1) Взаємодія нітратної кислоти з основами:

2) Взаємодія нітратної кислоти з основними оксидами:

3) Взаємодія нітратної кислоти з металами, амоніаком:


4) Взаємодія нітратної кислоти із солями:

Хімічні властивості нітратів. Нітрати мають хімічні властивості, які є типовими для солей (взаємодія з кислотами, солями, основами). Характерним є розклад при нагріванні. Продукти розкладу визначаються місцем металу в електро­­хімічному ряді напруг.

Наприклад:



Якісною реакцією на нітрат-іон є нагрівання розчину випробуваної солі з концентрованою сульфатною кислотою і міддю. Сульфатна кислота витісняє нітратну з її солі та реагує з міддю, нарешті спостерігається виділення бурого газу:


Застосування нітратів. В основному нітрати застосовуються у виробництві добрив, вибухових речовин, нітратної кислоти, а також скла, ліків, для обробки та консервування харчових продуктів.

Фосфати

Солі фосфатної кислоти — фосфати. Ортофосфатна кислота — триосновна кислота, тому вона утворює три ряди солей: середні — фосфати і два ряди кислих солей — гідрофосфати і дигідрофосфати . Кислі солі розчиняються у воді краще, ніж середні.
Одержання фосфатів. Взаємодія ортофосфатної кислоти:
1) з основами:

2) оксидами металів:

3) металами, що стоять в електрохімічному ряді напруг до Гідрогену:

4) солями:

Хімічні властивості фосфатів. Фосфати мають усі типові хімічні властивості солей. Характерними для них є переходи від дигідро- до гідрофосфатів і фосфатів:



Кислі солі, до складу яких входять атоми Гідрогену, утворюються при надлишку кислоти в реакційній суміші.
Якісною реакцією на фосфат-йон є взаємодія досліджуваної солі з аргентум нітратом. При цьому випадає жовтий осад :
.
Застосування фосфатів. Фос­фа­ти в основному застосовуються як мінеральні добрива, а також для виробництва фосфатних кислот, фосфору.

Мінеральні добрива

Речовини, що вносяться в ґрунт для підвищення врожайності, називаються добривами.
Нітратні добрива поділяються на дві групи: мінеральні (селітри , , , , рідкий амоніак) та органічні (гній, компост, бобові рослини).
Фосфатні добрива. Мінеральні солі поглинаються рослинами тільки в роз­чиненому вигляді, тому використовуються фосфатні добрива як кислі со­лі — вони краще середніх розчиняються у воді.
Найважливіші фосфатні добрива:
— подвійний суперфосфат ,
— простий суперфосфат ,
— преципітат ,
— фосфоритне борошно .
Комбіновані добрива містять де­кілька необхідних рослині елементів, наприклад: , — амо­фоси містять Нітроген і Фосфор. Су­міш амофосів із калійною селітрою називається «амофосна» і містить також калій.

Карбон і Силіцій. Сполуки Карбону та Силіцію

Карбон і Силіцій

Карбон розташований в 2-му, Силіцій — у 4-му періоді Періодичної системи, обидва елементи розташовані в IV групі, отже, на зовнішньому енергетичному рівні їхніх атомів розташовано по 4 електрони.
Електронна конфігурація атома Карбону:

Характерні ступені окиснення Карбону в сполуках: –4, +2, +4.
Електронна конфігурація атома Силіцію:

Валентність Силіцію дорівнює II.
Характерна ступінь окиснення Силіцію в сполуках: –4,+4, рідко +2.

Алотропні модифікації Карбону.

Алмаз — найтвердіша речовина з природних твердих речовин. Має вигляд безбарвних, прозорих кристалів, що сильно заломлюють світло.
Графіт — м’який мінерал, має вигляд сірої, непрозорої, масної на доторк маси, добре проводить електричний струм, але тільки в певних напрямках.
Карбін — кристалічний порошок чорного кольору.
Фулерени — кристалічні речовини чорного кольору з металевим блиском, що мають властивості напівпровідників. До фулеренів відносять речовини з парним числом атомів Карбону в молекулі: , , …,,…,,…, та ін. Ці молекули складаються з атомів Карбону, об’єднаних у п’яти- і шестикутники зі спільними ребрами.

Алотропні модифікації Силіцію.

Силіцій, залежно від умов, може бути отриманий в одній із двох алотропних модифікацій — кристалічної або аморфної. Аморфний кремній — бурий порошок, хімічно більш активний; кристалічний — світло-сірі, тверді, тендітні крис­тали, за будовою схожі на алмаз.

Хімічні властивості вуглецю й кремнію.

1) Взаємодія вуглецю і кремнію з киснем:
; (при нестачі кисню)
; (при нестачі кисню)
2) Взаємодія вуглецю й кремнію з оксидами металів:
(вуглець як відновник)
(кремній як відновник)
Відновлення металів з оксидів за допомогою Карбону називається карботермією, а за допомогою Силіцію — силікотермією.
3) Взаємодія вуглецю й кремнію з металами:
— кальцій карбід
— кальцій силіцид
4) Взаємодія вуглецю з воднем:
— метан
Кремній з воднем не взаємодіє.
5) Кислоти на кремній за звичайних умов не діють, за винятком плавикової:

6) Силіцій не розчиняється у воді, але розчиняється у водних розчинах лу­гів:

Карбон оксиди і силіцій оксиди

1) — карбон(IV) оксид (вуглекислий газ).
CO — карбон(II) оксид (чадний газ).
Карбону оксиди мають молекулярні кристалічні ґратки.
2) Із силіцій оксидів найбільш розповсюджений — силіцій діоксид (силіцій (IV) оксид, кремнезем, пісок, кварц). Він має атомні кристалічні ґратки.
Фізичні властивості карбон і силіцій оксидів. Карбон(IV) оксид (вуглекислий газ) — газ без кольору, смаку і запаху, важчий за повітря, добре розчиняється у воді, реагуючи з нею, легко скраплюється при кімнатній температурі й тиску 5 МПа. Твердий вуглекислий газ називають «сухим льодом».
Карбон(IІ) оксид (чадний газ) — газ без кольору і запаху. Погано розчиняється у воді, скраплюється при атмосферному тиску і температурі . Над­звичайно отруйний, викликає ядуху.
Силіцій(IV) оксид (кремнезем, пісок, кварц) — тверда безбарвна кристалічна речовина, тугоплавка , у во­ді не розчиняється.
Карбон(IV) оксиди і силіцій оксиди в природі. Кристалічний силіцій(IV) оксид, або кремнезем , перебуває у вигляді мінералу кварцу, що є основною складовою частиною гірських порід — гранітів, гнейсів, піщаників і морського піску. Утворені за певних умов кристали кварцу, часто з домішками-забарвниками, — такі мінерали: гірський кришталь (білий, прозорий), моріон (чорний), аметист (фіолетовий), димчастий кварц або раух-топаз (від сірого до коричневого), цитрин (жовтий), рожевий кварц, опал, халцедон (агат, карнеол, яшма) і кремінь (який дав назву елементу).
Карбон(IV) оксид є компонентом атмосферного повітря (0,02 %). Викорис­то­вується зеленими рослинами для фотосинтезу.
Одержання карбон оксидів і силіцій оксидів.
1) Горіння вуглецю:
у надлишку кисню:
у недостачі кисню:
2) Одержання карбон(IІ) оксиду:

3) Взаємодія карбонатів із кислотами:

4) Розкладання карбонатів при нагріванні:

5) Одержання силіцій(IV) оксиду:


Хімічні властивості карбон оксидів.
1) Взаємодія карбон(IV) оксиду з водою:

2) Взаємодія карбон(IV) оксиду з основними оксидами:

3) Взаємодія карбон(IV) оксиду з основами:

4) Взаємодія карбон(IІ) оксиду з киснем іде з виділенням великої кількості енергії:

Карбон(IV) оксид із киснем не взаємодіє.
Хімічні властивості силі­цій(IV) оксиду.
1) Взаємодія силіцій(IV) оксиду з осно?в­ними оксидами (сплавка):

2) Взаємодія силіцій(IV) оксиду з основами (сплавка):

3) Силіцій оксид — інертна речовина, але він розчиняється в плавиковій кислоті, тому її не можна зберігати в судинах зі скла, до складу якого входить :

Застосування карбон і силіцій оксидів.
Вуглекислий газ застосовують у виробництві соди, цукру, для газування води, гасіння пожеж (у вогнегасниках), «сухий лід» (твердий ) використовується для збереження продуктів, які швидко псуються.
Силіцій(IV) оксид широко застосовують у будівництві (пісок), для одержання скла, кераміки, порцеляни, фаянсу, цегли, цементу, абразивів. У вигляді кварцу — у радіотехніці, акустоелектроніці, оптичному приладобудуванні, різновидності кварцу — в ювелірній справі.

Карбонатна кислота

Карбонатна кислота — слабка двоосновна кислота, утворює два ряди солей: середні(карбонати)і кислі(гідрокарбонати).
Фізичні властивості карбонатної кислоти. Добре розчиняється у воді, взаємодіючи з нею. У чистому вигляді карбонатна кислота не виділена й існує в розчинах у вигляді йонів.
Одержання розчину карбонат­ної кислоти. Взаємодія вуглекислого газу з водою:

Хімічні властивості карбонат­ної кислоти.
1) У водних розчинах установлюється рівновага:

2) Карбонатна кислота легко розкладається на карбон(IV) оксид і воду. Це оборотний процес:

3) Карбонатна кислота виявляє всі хімічні властивості, типові для кислот. При взаємодії з основами утворюються середні солі — карбонати:
,
при надлишку кислоти — кислі солі (гідрокарбонати):
.

Карбонати та гідрокарбонати

Карбонати — білі кристалічні речовини. Гідрокарбонати розчиняються у воді краще, ніж карбонати.
Поширення карбонатів і гід­ро­карбонатів у природі. Кальцій карбонат входить до складу черепашок молюсків, кісток і зубів хребетних тварин, яєчної шкаралупи, перлів. Це основна складова частина крейди, мармуру, вапняку.
Кальцій гідрокарбонат і магній гідрокарбонат входять до складу ґрунтових вод, забезпечуючи їхню твердість.
Одержання карбонатів.
1) Пропущення вуглекислого газу через водний розчин лугу:

2) Нерозчинні карбонати (крейда, мармур, вапняк) добувають як корисні копалини.
Хімічні властивості солей карбонатної кислоти.
1) При взаємодії карбонатів із кислотами відбувається утворення карбонатної кислоти, що відразу розкладається на воду й вуглекислий газ:

2) Так само реагують і гідрокарбонати:

3) Можливий перехід від карбонатів до гідрокарбонатів при надлишку кислоти (або води і вуглекислого газу):

4) Можливий також перехід від гідрокарбонатів до карбонатів:
при додаванні основи:

розкладання при нагріванні:

при додаванні розчинного карбо­нату:

Якісна реакція на карбонати — додавання більш сильної, ніж карбонатна, кислоти. При цьому відбувається виділення вуглекислого газу:

Виділений вуглекислий газ можна визначити, пропускаючи його через вапняну воду. Вода стає каламутною за рахунок утворення нерозчинного кальцій карбонату:

Застосування карбонатів.
Кальцинована сода і кристалічна сода використовуються у виробництві скла, мила, миючих засобів, барвників. Вони застосовуються в целюлозно-паперовій, текстильній, нафтовій та інших галузях промисловості.
Питна сода застосовується при випіканні хліба, у харчовій промисловості, медицині, побуті та як наповнювач вуглекислотних вогнегасників.

Силікатна кислота

Силікатна кислота — слабка погано розчинна двохосновна кислота.
Одержання силікатної кислоти. Силікатну кислоту, як і будь-який інший нерозчинний гідроксид, можна одержати з її розчинних солей, наприклад із натрій силікату, діючи більш сильною кислотою:
.
Її не можна одержати взаємодією силіцій(IV) оксиду — піску — і води.
Хімічні властивості силікатної кислоти.
1) Взаємодія з основами:

2) Розкладання при нагріванні:

Силікати

Силікати — солі силікатної кислоти — виявляють хімічні властивості, типові для солей. У воді нерозчинні, виняток складають натрій силікат і калій силікат . Їх називають ще розчинним склом.
Застосування силікатів. Розчин­ним склом просочують тканини, щоб запобігти їх загорянню. Натрій силікат і калій силікат входять до складу вогнетривких замазок і застосовуються для готування силікатного клею (розчину цих силікатів у воді).
Із природних матеріалів, що містять кремній, одержують скло, кераміку, порцеляну, фаянс, цемент.

 

• Правила: Багатоманітність речовин. Прості та складні речовини. Метали та неметали
• Правила: Прості речовини. Метали і неметали