Раздел 3. Строение и свойства неорганических веществ. Тема 3.2. Часть 2

1. Лекции 3.2. Физико-химические свойства неорганических веществ

Лекции 3.2. Физикохимические свойства
неорганических веществ

2. Неметаллы

Неметаллы — это химические элементы, которые образуют простые вещества, не обладающие физическими
свойствами металлов. Они расположены в правой верхней части Периодической системы Д. И. Менделеева.
Если провести условную диагональ от Бора (B) до Астата (At), то справа и выше этой диагонали будут
находиться неметаллы. К ним также относят водород и гелий.
Всего к неметаллам относят 22 элемента (из ~120 известных).
Углерод
Жидкий кислород
Фтор
Кремний

3. Общие физические свойства неметаллов

Агрегатное состояние
I.
Газы: Водород (H₂), азот (N₂), кислород (O₂),
фтор (F₂), хлор (Cl₂) и все благородные газы
(He, Ne, Ar и др.).
II. Жидкость: Бром (Br₂) — единственный
жидкий неметалл при комнатной
температуре.
III. Твёрдые вещества: Углерод (C), сера (S),
фосфор (P), кремний (Si), йод (I).
Плохая электропроводность
Большинство неметаллов не проводят
электрический ток.
Ключевое исключение: Графит (аллотропная
модификация углерода) является хорошим
проводником электричества.
Полупроводники: Кремний (Si) и германий (Ge) —
их электропроводность возрастает с ростом
температуры (у металлов — наоборот).
Отсутствие металлического блеска (у большинства)
Большинство неметаллов не имеют блеска и выглядят
матовыми.
Исключения: Кристаллы йода (I₂) имеют тёмно-серый
металлический блеск, а графит — серый и блестящий.
Хрупкость
Все твёрдые неметаллы хрупкие. Их нельзя расплющить
или вытянуть в проволоку, они раскалываются при ударе.
Исключение: Графит, благодаря слоистой структуре,
обладает некоторой пластичностью.
Плохая теплопроводность
Неметаллы, как правило, плохо проводят тепло. Именно
поэтому материалы на их основе (дерево, пластик,
резина) используются как теплоизоляторы.
Фосфор

4. Общие химические свойства неметаллов

Химическое поведение неметаллов определяется их стремлением принимать электроны для завершения
внешнего энергетического уровня (окислительные свойства) или образовывать общие электронные пары
(ковалентные связи).
Неметаллы как окислители
Взаимодействие с металлами
В таких реакциях неметаллы принимают
электроны от атомов металла, образуя бинарные
соединения (соли, оксиды, нитриды и т.д.).
Взаимодействие с менее активными
неметаллами
Более электроотрицательный неметалл является
окислителем по отношению к менее
электроотрицательному.
Сера
Взаимодействие с водородом
Образуются летучие водородные соединения.

5.

Неметаллы как восстановители
Взаимодействие с кислородом
При горении на воздухе неметаллы образуют
оксиды.
Взаимодействие с более активными неметаллами
Например, с фтором или кислородом.
Взаимодействие со сложными веществамиокислителями
Селен
Германий
Мышьяк
Теллур

6.

Многие неметаллы существуют в виде нескольких простых веществ, различающихся по строению и свойствам
— аллотропных модификаций.
FeCl₃
I.
Углерод (C):
I.
Алмаз — прозрачный, самый твёрдый, не проводит ток.
II. Графит — серый, мягкий, хорошо проводит ток.
III. Фуллерен, графен — наноматериалы.
II. Кислород (O):
I.
Кислород (O₂) — газ, поддерживает горение.
II. Озон (O₃) — газ с резким запахом, сильнейший окислитель.
III. Фосфор (P):
Mg₃N₂
I.
Белый — ядовитый, самовоспламеняется на воздухе.
II. Красный — нетоксичный, менее активный.
IV. Сера (S):
I.
Ромбическая — жёлтые кристаллы.
II. Пластическая — резиноподобная аморфная сера.
SiC
Астат

7.

Металлы vs неметаллы
Свойство
Металлы
Неметаллы
Агрегатное состояние
Твёрдые (кроме ртути)
Газы, жидкости, твёрдые
Пластичность
Ковкие и пластичные
Хрупкие
Блеск
Металлический
Разнообразный, чаще
матовые
Электропроводность
Хорошие проводники
Диэлектрики (кроме графита)
Теплопроводность
Хорошая
Плохая
Хим. свойства
Восстановители
Окислители (с металлами, H₂),
Восстановители (с O₂, F₂)
Алмаз
Графит
Фуллерен

8. Типичные свойства неметаллов IV– VII групп

Элементы в этих группах демонстрируют четкую тенденцию в изменении свойств сверху вниз:
неметаллические свойства ослабевают, а металлические — усиливаются. Поэтому самые типичные
неметаллы находятся во втором и третьем периодах.
VII-A Группа (Галогены): F, Cl, Br, I, (At)
Параметр
Характеристика
Строение атома
На внешнем уровне 7 электронов. Легче всего присоединить 1 электрон до завершения уровня.
Простое вещество
F₂, Cl₂ (газы), Br₂ (жидкость), I₂ (твёрдое вещество). Все димеры. Цвет усиливается сверху вниз.
Типичная степень
окисления
-1 (стабильная), а также +1, +3, +5, +7 (у Cl, Br, I, кроме F).
Химические свойства
Сильнейшие окислители. Активность падает в группе сверху вниз (F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂).
• С металлами: 2Na + Cl₂ → 2NaCl (соль).
• С водородом: H₂ + Cl₂ → 2HCl (кислота).
• Вытесняют друг друга из солей: Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂.
Кислородные соединения
Образуют кислоты типа HГалогенO (например, HClO — хлорноватистая кислота) и их соли
(гипохлориты). У фтора кислородных соединений нет.
Водородные соединения
HГалоген (HF, HCl, HBr, HI) — газообразные кислоты. Их кислотная сила и устойчивость растут сверху
вниз (кроме HF, который слабый из-за водородных связей).

9.

Параметр
Строение атома
VI-A Группа (Халькогены): O, S, Se, (Te)
Характеристика
На внешнем уровне 6 электронов. Стремятся принять 2 электрона.
O₂ (газ), O₃ (газ, озон), S (твёрдое вещество, несколько аллотропных
модификаций).
Простое
вещество
Типичная степень
-2 (в оксидах и сульфидах), а также +4, +6 (в оксидах и кислотах).
окисления
Ярко выраженные окислительные свойства (особенно у кислорода и
серы).
Химические
• С металлами: Fe + S → FeS (сульфид железа(II)).
свойства
• С водородом: H₂ + S → H₂S (сероводород).
Также проявляют восстановительные свойства (кроме O₂): S + O₂ → SO₂.
Кислородные
Образуют кислотные оксиды (SO₂, SO₃) и соответствующие им кислоты
соединения
(H₂SO₃, H₂SO₄).
Водородные
H₂Э (H₂O, H₂S, H₂Se) — вода, сероводород и др. Кислотные свойства в
соединения
воде растут сверху вниз (H₂O — нейтральная, H₂S — слабая кислота).

10.

V-A Группа (Пниктогены): N, P, As
Параметр
Характеристика
На внешнем уровне 5 электронов. Могут принять 3 электрона (редко) или
Строение атома
отдать до 5.
Простое
N₂ (газ, очень инертный), P (твёрдое вещество, несколько аллотропных
вещество
модификаций — белый, красный).
Типичная
степень
-3 (в нитридах и фосфидах), +3, +5 (наиболее характерны).
окисления
Восстановительные свойства преобладают над окислительными (кроме
реакции с водородом).
Химические
• С кислородом: 4P + 5O₂ → 2P₂O₅
свойства
• С металлами: 3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (нитрид магния) — здесь N₂ окислитель.
• С водородом: N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ (аммиак) — здесь N₂ окислитель.
Кислородные Образуют кислотные оксиды (N₂O₅, P₂O₅) и соответствующие им кислоты
соединения
(HNO₃, H₃PO₄). Азот образует множество оксидов.
Водородные
ЭH₃ (NH₃ — аммиак, PH₃ — фосфин). Аммиак — основание (в воде образует
соединения
NH₄OH), фосфин — очень слабое основание.

11.

IV-A Группа: C, Si, (Ge)
Параметр
Характеристика
На внешнем уровне 4 электрона. Стремление не отдавать и не принимать, а
Строение атома
обобщать электроны.
C (алмаз, графит), Si — твёрдые вещества с атомной кристаллической
Простое вещество
решеткой.
Типичная степень
-4 (в карбидах и силицидах), +2, +4 (наиболее характерна).
окисления
Преимущественно восстановители.
• С кислородом: C + O₂ → CO₂
Химические
Окислительные свойства проявляют только в реакциях с очень активными
свойства
металлами: 4Al + 3C → Al₄C₃ (карбид алюминия).
Инертны при обычных условиях.
Кислородные
Образуют кислотные оксиды (CO₂, SiO₂) и соответствующие им кислоты
соединения
(H₂CO₃, H₂SiO₃).
Водородные
ЭH₄ (CH₄ — метан, SiH₄ — силан). Метан — предельный углеводород, силан
соединения
— легко окисляется.

12. Классификация и номенклатура соединений неметаллов

Неметаллы не образуют типичных оснований (как NaOH или Ca(OH)₂). Исключение — аммиак (NH₃), который
в воде образует слабое основание гидрат аммиака (NH₃·H₂O или NH₄OH).
Номенклатура соединений неметаллов
Номенклатура бинарных соединений
Правило: На первом месте стоит русское название второго элемента (более электроположительного) в
родительном падеже, на втором — название первого элемента (более электроотрицательного) с суффиксом ид.
I.
С кислородом (Оксиды):
I.
CO₂ — Оксид углерода(IV)
II. SO₃ — Оксид серы(VI)
III. P₂O₅ — Оксид фосфора(V) (часто называют Оксид фосфора)
II. С водородом (Летучие водородные соединения):
I.
H₂S — Сульфид водорода (раствор в воде — сероводородная кислота)
II. NH₃ — Нитрид водорода (тривиальное название Аммиак)
III. SiH₄ — Силицид водорода (тривиальное название Силан)
III. С другими неметаллами:
I.
CCl₄ — Тетрахлорид углерода (используются греческие числительные: моно-, ди-, три-, тетра-, пентаи т.д.)

13.

Номенклатура кислот
а) Бескислородные кислоты:
Название образуется от корня русского названия элемента с суффиксом -оводородная.
I.
HF — Фтороводородная кислота
II. HCl — Хлороводородная кислота (тривиально — соляная)
III. HBr — Бромоводородная кислота
IV. H₂S — Сероводородная кислота
б) Кислородсодержащие кислоты:
Здесь используется историческая (тривиальная) номенклатура, но есть система. Для элементов, образующих
несколько кислот, используются суффиксы и приставки:
I.
-ная — для высшей степени окисления:
I.
H₃PO₄ — Фосфорная кислота (P⁺⁵)
II. -истая — для средней степени окисления:
I.
H₂SO₃ — Сернистая кислота (S⁺⁴)
III. Приставки: Используются для галогенов и других элементов с большим набором кислот.
I.
...-ватистая — самая низкая степень окисления:
I.
HClO — Хлорноватистая кислота (Cl⁺¹)
II. ...-истая — средняя степень окисления:
I.
HClO₂ — Хлористая кислота (Cl⁺³)
III. ...-оватая — высшая степень окисления (после -ной):
I.
HClO₃ — Хлорноватая кислота (Cl⁺⁵)
IV. -ная — самая высокая степень окисления:
I.
HClO₄ — Хлорная кислота (Cl⁺⁷)

14.

Номенклатура солей
Правило: Название соли состоит из названия аниона (кислотного остатка) в именительном падеже и названия
катиона (металла) в родительном падеже.
Графен
I.
Соли бескислородных кислот имеют суффикс -ид:
I.
NaCl — Хлорид натрия
II. K₂S — Сульфид калия
III. Ca₃P₂ — Фосфид кальция
II. Соли кислородсодержащих кислот имеют суффиксы:
I.
-ат — для солей кислот с суффиксом -ная и -вая:
Белый фосфор
I.
Na₂SO₄ — Сульфат натрия (от серная кислота)
II. KNO₃ — Нитрат калия (от азотная кислота)
III. KClO₄ — Перхлорат калия (от хлорная кислота)
II. -ит — для солей кислот с суффиксом -истая:
I.
Na₂SO₃ — Сульфит натрия (от сернистая кислота)
II. KNO₂ — Нитрит калия (от азотистая кислота)
III. KClO — Гипохлорит калия (от хлорноватистая кислота)

15. Круговороты биогенных элементов в природе

Круговороты биогенных элементов (или биогеохимические циклы) — это процессы перемещения и преобразования
химических элементов между живыми организмами, атмосферой, гидросферой и литосферой. Эти элементы, такие как
углерод, азот, фосфор, сера, кислород и вода, постоянно циркулируют в природе, поддерживая жизнь на Земле.
Главная движущая сила этих процессов — жизнедеятельность организмов (в первую очередь, растений, животных,
бактерий и грибов) в сочетании с геологическими и химическими процессами.
Ромбическая сера
Красный фосфор
Пластичная сера
FeS

16.

Круговорот Углерода (C)
Основа жизни, "скелет" всех органических веществ.
I.
Ключевые резервуары:
I.
Атмосфера: CO₂.
II. Гидросфера: Растворенный CO₂, карбонаты (HCO₃⁻, CO₃²⁻).
III. Биота: Живые организмы, органическое вещество.
IV. Литосфера: Ископаемое топливо (уголь, нефть, газ), карбонатные породы (известняк, мел).
II. Основные процессы:
I.
Фотосинтез (связывание): Растения, водоросли и цианобактерии поглощают CO₂ из атмосферы и
воды и преобразуют его в органические вещества (глюкозу).
6CO₂ + 6H₂O + энергия света → C₆H₁₂O₆ + 6O₂
II. Дыхание (выделение): Все живые организмы в процессе дыхания окисляют органические вещества,
выделяя CO₂ обратно в атмосферу.
III. Разложение: Бактерии и грибы разлагают мертвое органическое вещество и выделяют CO₂.
IV. Сжигание: Пожары и сжигание ископаемого топлива человеком быстро высвобождают огромные
количества CO₂.
V. Обмен с океаном: CO₂ растворяется в воде и участвует в образовании карбонатных пород (раковины
моллюсков → известняк).
III. Проблема антропогенного воздействия: Массовое сжигание ископаемого топлива и вырубка лесов
нарушают баланс цикла, приводя к росту концентрации CO₂ в атмосфере и глобальному потеплению.

17.

Круговорот Азота (N)
Ключевая проблема: Азот атмосферы (N₂) химически инертен и большинство организмов не может его
усваивать напрямую.
Основные процессы:
I.
Азотфиксация: Специализированные бактерии (свободноживущие или в клубеньках бобовых
растений), а также цианобактерии и грозовые разряды преобразуют атмосферный N₂ в аммоний
(NH₄⁺) — форму, доступную растениям.
II. Нитрификация: Почвенные бактерии окисляют аммоний (NH₄⁺) сначала до нитритов (NO₂⁻), а затем
до нитратов (NO₃⁻), которые легко усваиваются растениями.
III. Потребление и ассимиляция: Растения поглощают NH₄⁺ и NO₃⁻, включая азот в состав своих тканей.
Животные получают азот, поедая растения или других животных.
IV. Аммонификация (гниение): Бактерии и грибы разлагают органические отходы (мочу, трупы) и
выделяют азот в виде аммония (NH₄⁺).
V. Денитрификация: Другие бактерии в анаэробных условиях восстанавливают нитраты (NO₃⁻) обратно
до газообразного азота (N₂), который возвращается в атмосферу, замыкая цикл.
Антропогенное влияние: Производство и использование азотных удобрений (процесс Габера-Боша) резко
увеличило количество доступного азота в биосфере, что приводит к эвтрофикации водоемов.

18.

Круговорот Фосфора (P)
Элемент, входящий в состав ДНК, РНК, АТФ и костной ткани.
Главная особенность: Это осадочный цикл, не имеющий газовой фазы. Резервуар — горные породы
(апатиты, фосфориты).
Основные процессы:
I.
Выветривание: Фосфор медленно вымывается из горных пород и попадает в почву и воду в виде
фосфат-ионов (PO₄³⁻).
II. Потребление: Растения поглощают фосфаты из почвы. Животные получают фосфор с пищей.
III. Возврат: Фосфор возвращается в почву с продуктами жизнедеятельности животных и при
разложении их останков.
IV. Сток в океан: Часть фосфатов смывается реками в океан, где используется морскими организмами.
V. Геологический подъем: Со временем морские отложения, богатые фосфором, могут подняться на
поверхность и снова стать частью суши в результате геологических процессов (замыкание цикла
занимает миллионы лет).
Проблема: Фосфор — невозобновляемый ресурс. Его добывают для удобрений. Избыток фосфора с полей
вызывает эвтрофикацию. Возможен дефицит фосфорных удобрений в будущем.

19.

Круговорот Кислорода (O)
Элемент, необходимый для дыхания большинства организмов.
Основные процессы:
I.
Фотосинтез: Главный источник молекулярного кислорода (O₂) на планете. Выделяется растениями,
водорослями и цианобактериями.
II. Дыхание: Все аэробные организмы поглощают O₂ и выделяют CO₂.
III. Окисление: Кислород расходуется на процессы горения и окисления горных пород, металлов и
органических веществ.
Связь с другими циклами: Круговорот кислорода тесно связан с круговоротами углерода и воды.
Круговорот Воды (H₂O)
Универсальный растворитель и среда для всех биохимических процессов.
Основные процессы (круговорот воды):
I.
Испарение: Вода испаряется с поверхностей океанов, озер, почвы и транспирицирует растениями.
II. Конденсация: Водяной пар в атмосфере охлаждается и конденсируется в облака.
III. Осадки: Вода выпадает на землю в виде дождя, снега, града.
IV. Сток: Вода стекает по поверхности (реки, ручьи) и просачивается вглубь (грунтовые воды),
возвращаясь в океаны.