Урок по химии "водород". Водородные соединения неметаллов. Химические элементы - неметаллы

Описание методической разработки урока по химии

1.Район: Кукморский

2 Ф.И.ОГалимова Суфия Хатимовна

3.Номинация: Методические материалы для обучающихся на средней ступени образования

4. Название:Водородные и кислородные соединения неметаллов

5.Аннотация:

Данная методическая разработка была применена на уроках химии в 11 классах.

Цель: создать условия для формирования критического стиля мышления в процессе обучения химии и помочь самореализоваться учащимся на уроке химии.

Новизна заключается в комбинировании элементов традиционной методики преподавания химии, информационных технологий критического мышления с использованием сингапурских структур обученияВнедрение сингапурских структур в обучении химии способствует усилению мотивации учебной деятельности.

Структура урока помогает формированию критического стиля мышления в процессе обучения химии, развития умений понимать скрытый смысл сообщения, развития навыков самостоятельной работы с учебным материалом.На уроке учащиеся получают творческий импульс и умение радоваться постоянно расширению собственных познавательных горизонтов. Это качество развивается подчас непросто, но, возникнув, способно увлекать желанием не сидеть, сложа руки, все время действовать. И, наверное, главное, что волнует в юношеском возрасте – потребность в общении, познании себя и своих возможностей. Указанные факторы значимые для учащихся, позволяют педагогу использовать их как действенное средство повышения учебной активности ребят и усиления успешности.
Данная методическая разработка урока апробирована на уровне школы. Была использована компьютерная презентация.

Приложение: тестовые задания по теме «Неметаллы» из ЕГЭ.

Урок химии в 11 классе

Тема урока: Водородные и кислородные соединения неметаллов.

Технология обучения: технология критического мышления с использованием сингапурских структур обученияКУИЗ-КУИЗ-ТРЭЙД, МИКС-ФРИЗ-ГРУП,СИМАЛТИНИУС РАУНД ТЭЙБЛ

Форма урока: работа в парах и в группах по 4 человек

Оборудование:раздаточный материал для учащихся с вопросами из ЕГЭ,периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева;текст « Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая характеристика их свойств»,компьютерная презентация, тестовые задания по теме «Неметаллы» из ЕГЭ.
Цели урока:дидактические –создать условия для формирования критического стиля мышления в процессе обучения химии, развития умений понимать скрытый смысл того или иного сообщения;развития навыков самостоятельной работы с учебным материалом и информацией;

образовательные –создать условия учащимся для обобщения знаний о водородных соединениях неметаллов, оксидах и гидроксидах неметаллов; показать взаимосвязь строения веществ и их свойств;

развивающие – помочь самореализоваться учащимся на уроке;

воспитательные – самосовершенствование личностных качеств ученика и развитие способности принимать решение.

Ход урока:

I.Организационный момент.

II.Актуализация знаний.

Буквенный тест. Выберите букву, соответствующую правильному ответу, и прочтите фразу-напутствие на сегодняшний урок.

1.Где расположены химические элементы – неметаллы в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева:

У) в главных подгруппах;Ф) в побочных подгруппах;Х) в главных и побочных подгруппах?

2.Какая электронная формула отражает строение атома неметалла:

Г)…2s 1 Д) …3s 2 3p 5 E) …4s 2 ?

3.Какой из атомов неметаллов не может переходить в возбужденное состояние:

А) азотБ) хлорВ) сера?

4. Молекула аллотропного видоизменения кислорода – озона:

Х) одноатомнаЦ) полимернаЧ) трехатомна

5. Какой вид химической связи в простых веществах, образованных атомами неметаллов:

Ж) ковалентная полярнаяЗ) ионнаяИ) ковалентная неполярная?

6. Какой тип кристаллической решетки у (Si)n:

А) молекулярнаБ) ионнаяВ) атомная?

7. Какую степень окисления имеет азот в соединении HNO3:

П) +3Р) +5С) -3?

8. Какой из перечисленных элементов обладает наиболее ярко выраженными окислительными свойствами:

А) кислородБ) хлорВ) сера?

9. Как изменяется химическая активность неметаллов в периоде:

А) уменьшаетсяБ) увеличиваетсяВ) не изменяется?

10.Как изменяются кислотные свойства водородных соединений неметаллов в ряду: NH 3 – H 2 S – HCl:

Н) ослабеваютО) усиливаютсяП) не изменяются?

11.Какой из перечисленных оксидов обладает наиболее ярко выраженными кислотными свойствами:

Р) SiO 2 C) P 2 O 5 T) Cl 2 O 7 ?

12. Какая из перечисленных кислот самая сильная:

Е) HClO 4 Ж) H 2 SO 4 З) H 3 PO 4 ?

13.С каким настроением Вы пришли на урок:

!) хорошим -) плохим?) отвратительным?

Ответ: Удачи в работе! Слайд №1

III .Получение новых знаний и умений

1.Какова же тема нашего урока?

Чтобы сформулировать тему урока, предлагаю структуруКУИЗ-КУИЗ-ТРЭЙД.(Таймер. 3минуты)

аммиак – …. ,бромоводород – …. , вода – …., силан – …. , йодоводород – …, кварц – …. , «лисий хвост» – …. , метан – …. сернистый газ – …. , серный ангидрид – …. , сероводород – …. , угарный газ – …. , углекислый газ – …. , фтороводород – …. , фосфин – …. , хлороводород – …. .

Учащиеся записываютв своих тетрадях тему урока.Слайд№2

2. Самостоятельная работа с новой информацией.Изучение текста.

1.Кислородные и водородные соединения неметаллов. Краткая характеристика их свойств.

С кислородом неметаллы образуют кислотные оксиды. В одних оксидах они проявляют максимальную степень окисления, равную номеру группы (например, SO 2 , N 2 O 5), а других – более низкую (например, SO 2 , N 2 O 3). Кислотным оксидам соответствуют кислоты, причем из двух кислородных кислот одного неметалла сильнее та, в которой он проявляет более высокую степень окисления. Например, азотная кислота HNO 3 сильнее азотистой HNO 2 , а серная кислота H 2 SO 4 сильнее сернистой H 2 SO 3 .

2.Характеристики кислородных соединений неметаллов

Свойства высших оксидов (т.е. оксидов, в состав которых входит элемент данной группы с высшей степенью окисления) в периодах слева направо постепенно изменяются от основных к кислотным.В группах сверху вниз кислотные свойства высших оксидов постепенно ослабевают. Об этом можно судить по свойствам кислот, соответствующих этим оксидам. Возрастание кислотных свойств высших оксидов соответствующих элементов в периодах слева направо объясняется постепенным возрастанием положительного заряда ионов этих элементов. В главных подгруппах периодической системы химических элементов в направлении сверху вниз кислотные свойства высших оксидов неметаллов уменьшаются. Общие формулы водородных соединений по группам периодической системы химических элементов приведены в таблице.

3.Нелетучие водородные соединения. Летучие водородные соединения

С металлами водород образует (за некоторым исключением) нелетучие соединения, которые являются твердыми веществами немолекулярного строения. Поэтому их температуры плавления сравнительно высоки.С неметаллами водород образует летучие соединения молекулярного строения. В обычных условиях это газы или летучие жидкости.В периодах слева направо кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов в водных растворах усиливается. Это объясняется тем, что ионы кислорода имеют свободные электронные пары, а ионы водорода – свободнуюорбиталь, то происходит процесс, котроый выглядит следующим образом:H 2 O + HF = H 3 O + + F – Фтороводород в водном растворе отщепляет положительные ионы водорода, т.е. проявляет кислотные свойства. Этому процессу способствует и другое обстоятельство: ион кислорода имеет неподеленную электронную пару, а ион водорода – свободную орбиталь, благодаря чему образуется донорно-акцепторная связь.При растворении аммиака в воде происходит противоположный процесс. А так как ионы азота имеют неподеленную электронную пару, а ионы водорода – свободную орбиталь, возникает дополнительная связь и образуются ионы аммония NH 4 + и гидроксид-ионы ОН - . В результате раствор приобретает основные свойства. Этот процесс можно выразить формулой:H 2 O + NH 3 = NH4 + + OH - Молекулы аммиака в водном растворе присоединяют положительные ионы водорода, т.е. аммиак проявляет основные свойства.

Теперь рассмотрим, почему водородное соединение фтора – фтороводород HF – в водном растворе является кислотой, но более слабой, чем хлороводородная. Это объясняется тем, что радиусы ионов фтора значительно меньше, чем ионов хлора. Поэтому ионы фтора гораздо сильнее притягивают к себе ионы водорода, чем ионы хлора. В связи с этим степень диссоциации фтороводородной кислоты значительно меньше, чем соляной кислоты, т.е. фтороводородная кислота слабее соляной кислоты.

4.Из приведенных примеров можно сделать следующие общие выводы:

1)В периодах слева направо у ионов элементов положительный заряд увеличивается. В связи с этим кислотные свойства летучих водородных соединений элементов в водных растворах усиливаются.

2)В группах сверху вниз отрицательно заряженные анионы все слабее притягивают положительно заряженные ионы водорода Н+. В связи с этим облегчается процесс отщепления ионов водорода Н+ и кислотные свойства водородных соединений увеличиваются.

3)Водородные соединения неметаллов, обладающие в водных растворах кислотными свойствами, реагируют со щелочами. Водородные же соединения неметаллов, обладающие в водных растворах основными свойствами, реагируют с кислотами.

4)Окислительная активность водородных соединений неметаллов в группах сверху вниз сильно увеличивается. Например, окислить фтор из водородного соединения HF химическим путем нельзя, окислить же хлор из водородного соединения HCl можно различными окислителями. Это объясняется тем, что в группах сверху вниз резко возрастают атомные радиусы, в связи с чем отдача электронов облегчается.

Учащиеся записывают новые идеи в своих тетрадях.Слайд№3

IV.Физкультминутка. МИКС-ФРИЗ-ГРУП (Таймер. 5минут)

Вопросы для физкультминутки: Слайд №4

1.Какая степень окисления атома углерода в углекислом газе? (4)

2.Сколько «квартир» имеет атом водорода в ПСХЭ Д.И.Менделеева? (2)

3. Сколько атомов водорода содержит молекула аммиака?(3)

V. Продолжение получения новых знаний и умений. Обсуждение в группах вопросов:

1.Как меняются свойства высших оксидов в периодах и главных подгруппах?

2.Почему серная кислота сильнее сернистой кислоты?

3.Как меняются в периодах кислотные свойства летучих водородных соединений неметаллов?

4. Почему фтороводородная кислота слабее хлороводородной кислоты?

VI.Закрепление полученных знаний.СИМАЛТИНИУС РАУНДТЭЙБЛ(Таймер.5 минут)

1.В состав вулканических газов входят водородные соединения НСl, NН 3 , Н 2 S. Составьте уравнения реакций их синтеза из простых веществ.

2. Как изменяется химическая активность галогеноводородов в ряду: HF–HCl–HВr–HI?

3.При пропускании газообразных кислотных оксидов (NO 2 , SO 2 , CO 2) в водные растворы щелочей образуются:а) нерастворимые основания; б) соли; в) кислоты; г) свободные неметаллы.

Отвечают на вопросы письменно.Ответы: Слайды №5,6.7

VII. Рефлексия.

Что нового узнали по пройденной теме?

Что хотели бы узнать?

VIII.Домашнее задание:Выполнить тестовые задания на тему «Неметаллы» (1-4 варианты)из ЕГЭ, повторить главу 7 «Простые вещества». Слайд №8

6. Приложение.

Тестовые задания «Неметаллы» (1-4 варианты)

А). N 0 Б).P 3- В).P 0 Г).N 3-

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы VIгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). C – N – P – As В). F – O – N - C

Б). Si – C – N - OГ).P – Si - C – B

А).CCl 4 Б).S 8 В).KBr Г).H 2 O

А). Р (белый) Б). Р (красный) В). графит Г). кремний

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых HF – HCl – HBr – HI:

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Неметалл, проявляющий в реакциях только окислительные свойства:

А).хлор Б).кислород В).азот Г). фтор

О 2 , Н 2 О Y

X→НNО 3 → Н 2 SО 4

А). NО 2 , S В).NО, SО 3

Б). N 2 ,Nа 2 SО 4 Г).NО 2 ,Nа 2 SО 4

9. Простое вещество – углерод – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). CO 2 , O 2 , Cl 2 B). Fe, NaOH, HCl

Б). CO 2 , CO, H 2 OГ). H 2 , O 2 , H 2 O

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).мало растворим в воде; б). горюч; в). реагирует с щелочами с образованием кислых и средних солей?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Гидроксид натрия NаОH реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). Cl 2 ,ZnБ).FeCl 3 , Mg(OH) 2 В). SO 3 , KClГ).Al 2 O 3 , Cu

В1. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и свойством азота, которое он проявляет в этой реакции

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ СВОЙСТВА АЗОТА

А). NH 4 HCO 3 = NH 3 + H 2 O + CO 2 1). окислитель

Б). 3ZnO + 2NH 3 = N 2 + 3Zn + 3H 2 O 2).восстановитель

В). 4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O 3).и окислитель, и восстановитель

Г). 3Mg + N 2 = Mg 3 N 2 4).ни окислитель, ни восстановитель

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). NO

Б).несолеобразующий2). CaO

В).основный 3). CrO 3

Г).амфотерный 4). ZnO

В3. Для полной нейтрализации 9г технического гидроксида натрия потребовалось 98г серной кислоты с массовой долей Н 2 SО 4 10%. Вычислите массовую долю примесей в образце NаОН.

Ответ: 11,1%

HI + H 2 SO 4 → …H 2 S + …

С2. Смесь 5,92г порошкообразных меди и железа сожгли в 5,6л хлора. Определите массовую долю меди в исходной смеси, если оставшийся в избытке хлор смог выделить йод из 170,8мл 20%-ного раствора йодида калия с плотностью 1,166г/мл. Ответ: 43%

HNO 2 t +Li + H 2 O + O 2 (Pt) + O 2

NH 3 → X 1 → X 2 → X 3 → X 4 → X 5 → X 6

H 2 O - LiOH – H 2 O

Часть А. Выберите один правильный ответ

1.Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 соответствует частице, обозначение которой:

А). S 0 Б).Al 3+ В).S 4+ Г).Si 0

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы Vгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). ЭО 2 и Н 2 ЭО 3 В).ЭО 3 и Н 2 ЭО 4

Б). Э 2 О 5 и НЭО 3 Г). Э 2 О 7 и НЭО 4

3. Окислительные свойства ослабевают в ряду элементов:

А). P – N – O – F В).Cl – S – P - As

Б). Br – Cl – F - IГ).B – C - N – P

4. Ковалентная неполярная связь образуется в соединении, формула которого:

А).PH 3 Б).NaI В).O 2 Г).SO 2

А).йод В). кислород

Б).графит Г). азот

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых N 2 О 5 – Р 2 О 5 –As 2 О 5:

А).не изменяются В). изменяются периодически

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Фосфор проявляет окислительные свойства при реакции с:

А).серой В). кальцием

Б).хлором Г). кислородом

8. Определите вещества Xи Y в следующей последовательности превращений:

S→ X →ВаSО 4

А). SО 2 , Ва(NО 3) 2 В). Н 2 S, Ва

Б). SО 2 ,Ва(ОН) 2 Г).Н 2 SО 4 , ВаCl 2

9. Простое вещество – сера – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). Na, O 2 , НClB).K, Na 2 SO 4 , Zn

Б). O 2 , Mg, H 2 Г). Al, O 2 , H 2 O

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).очень хорошо растворим в воде; б). не реагирует с кислотами; в). реагирует с щелочами с образованием одной средней соли?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Карбонат бария ВаСО 3 реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). KOH, Н 2 SО 4 Б).NaCl, CuSO 4 В).CO 2 , CH 3 COOHГ).NaHCO 3 , HNO 3

B1.Установите соответствие между схемой изменения степени окисления элементов и уравнением окислительно-восстановительной реакции, в которой это изменение происходит

СХЕМА ИЗМЕНЕНИЯ УРАВНЕНИЕ ОВР

СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ

А). S +6 → S -2 1). MnO 2 + 4HCl = Cl 2 + MnCl 2 + 2H 2 O

Б).S 0 → S +6 2). 4Zn + 5H 2 SO 4 = H 2 S + 4ZnSO 4 + 4H 2 O

В).Cl - → Cl 0 3). 2KMnO 4 + S = K 2 SO 4 + 2MnO 2

Г). Cl 0 →Cl - 4). 2Cl 2 + 2H 2 O = 4HCl + O 2

5). HCl + NH 3 ∙H 2 O = NH 4 Cl + H 2 O

В2. Установите соответствие между типом оксида и его формулой

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). Fe 2 O 3

Б).несолеобразующий2). FeO

В).основный 3). Mn 2 O 7

Г).амфотерный 4). CO

В3. При взаимодействии 18г магнезита с соляной кислотой выделилось 4,48л газа. Вычислите массовую долю MgСО 3 в магнезите. Ответ: 93,3%

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

С + H 2 SO 4 → …SО 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

С2. Какой объём 34%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,37г/мл) потребуется для растворения кремния, полученного в результате прокаливания 20г оксида кремния (IV) с магнием. Ответ: 79,3мл

C3. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений:

C→CO→CO 2 →Na 2 CO 3 →CaCO 3 →Ca(HCO 3) 2 →CO 2

Часть А. Выберите один правильный ответ

1.Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует частице, обозначение которой:

А). Cl +7 Б).Cl 0 В).Cl - Г).Cl +5

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы IVгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). ЭО 2 и Н 2 ЭО 3 В).ЭО 3 и Н 2 ЭО 4

Б). Э 2 О 5 и Н 3 ЭО 4 Г). Э 2 О 7 и НЭО 4

3. Окислительные свойства усиливаются в ряду элементов:

А). S – O – F - Cl В).O – S – Se - Te

Б). Si – P – N - OГ). Cl – S - P – Si

А).CCl 4 Б).S 8 В).KBr Г).O 3

5. Молекулярное строение имеет следующее простое вещество:

А).алмаз В). Р (красный)

Б).кристаллическая сера Г). селен

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых SiО 2 – Р 2 О 5 –SO 3 –Cl 2 О 7:

А).не изменяются В). изменяются периодически

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Водород проявляет окислительные свойства при реакции с:

А).натрием В). азотом

Б).хлором Г). кислородом

8. Определите вещества Xи Y в следующей последовательности превращений:

А). KBr, NaBrВ).I 2 , NaBr

Б). I 2 , NaIГ).HI, NaI

9. Простое вещество – азот – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). Н 2 , O 2 , MgB). Na, KOH, H 2

Б). O 2 , Ca, H 2 OГ). H 2 , O 2 , HCl

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).ядовит; б). не реагирует с кислотами и щелочами; в). горит с образованием газа, вызывающего помутнение известковой воды?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Хлор реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). KOH, NaFБ).CaBr 2 , Ca(OH) 2 В). H 2 O, ZnOГ).FeCl 3 , Fe

В1. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления серы в ней

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ СЕРЫ

А). 2Al + 3S = Al 2 S 3 1).от -2 до +4

Б). 2SO 2 + O 2 = 2SO 3 2).от -2 до 0

В). 2H 2 S + 3O 2 = 2H 2 O + 2SO 2 3).от 0 до -2

Г). H 2 S + Br 2 = S + Br 2 4). от +6 до +4

5).от +4 до +6

В2. Установите соответствие между типом оксида и его формулой

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). Cr 2 O 3

Б).несолеобразующий2). CrO

В).основный 3). CrO 3

Г).амфотерный 4). N 2 O

В3. Для обработки 55г известняка потребовалось 243г раствора соляной кислоты с массовой долей HCl 15%. Вычислите массовую долю карбоната кальция в природном известняке. Ответ: 90,9%

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Р + H 2 SO 4 → …SО 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

С2. Какого состава образуется соединение и какова его массовая доля в растворе, полученном при растворении в 250 г 28%-ного раствора гидроксида калия всего газа, полученного при сжигании 28л метана. Ответ: 40,9%

C3. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений:

SiO 2 →Si→Ca 2 Si→SiH 4 →SiO 2 →Na 2 SiO 3 →H 2 SiO 3

Часть А. Выберите один правильный ответ

1.Электронная формула 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 соответствует частице, обозначение которой:

А). S 2- Б).S +4 В).O 2- Г).Cl 0

2. Высший оксид и гидроксид элемента главной подгруппы VIIгруппы Периодической системы соответствует общим формулам:

А). ЭО 2 и Н 2 ЭО 3 В).ЭО 3 и Н 2 ЭО 4

Б). Э 2 О 5 и Н 3 ЭО 4 Г). Э 2 О 7 и НЭО 4

3. Окислительные свойства усиливаются в ряду элементов:

А). Br – Cl – F - I В).Mg – Al – P - Si

Б). Se – S – P - SiГ). P – N - O – F

4. Ковалентная полярная связь образуется в соединении, формула которого:

А).NH 3 Б).S 8 В).KBr Г).Na 2 O

5. Атомное строение имеет следующее простое вещество:

А).бром В). бор

Б).озон Г). сера

6. Кислотные свойства в ряду соединений, формулы которых HI - HBr- HCl - HF:

А).не изменяются В). изменяются периодически

Б).усиливаются Г). ослабевают

7. Сера проявляет восстановительные свойства при реакции с:

А).фосфором В). углеродом

Б).хлором Г). водородом

8. Определите вещества Xи Y в следующей последовательности превращений:

А). Na 2 SiО 3 , CuO В). Н 2 , CuO

Б). Н 2 , Cu(OH) 2 Г).Na 2 SiО 3 ,Cu(OH) 2

9. Простое вещество – хлор – взаимодействует с каждым из группы веществ, формулы которых:

А). СН 4 , O 2 , HClB). Na, FeCl 2 , H 2

Б). N 2 , C 2 H 4 , H 2 OГ). Ne, C 2 H 2 , Ca

10. Какой газ отвечает следующим условиям: а).окрашен; б). обесцвечивает бромную воду; в). реагирует с щелочами с образованием двух средних солей?

А). Н 2 S Б).COВ).NO 2 Г).HCl

11. Углекислый газ СО 2 реагирует в водном растворе с каждым из двух перечисленных веществ:

А). H 2 O, KClБ).K 2 SO 4 , Ba(OH) 2 В). Ba(OH) 2 , SiO 2 Г).CaCO 3 ,KOH

В1. Установите соответствие между уравнением окислительно-восстановительной реакции и изменением степени окисления азота в ней

УРАВНЕНИЕ РЕАКЦИИ ИЗМЕНЕНИЕ СТЕПЕНИ ОКИСЛЕНИЯ АЗОТА

А).4NH 3 + 3O 2 = 2N 2 + 6H 2 O 1).от +5 до +4

Б). 4NO 2 + O 2 + 2H 2 O= 4HNO 3 2).от 0 до -3

В). 4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 +2H 2 O 3).от +4 до +5

Г). 6Li + N 2 = 2Li 3 N 4).от-3до 0

5).от-3 до +2

6).от 0до +3

В2. Установите соответствие между типом оксида и его формулой

ТИП ОКСИДА ФОМУЛА ОКСИДА

А).кислотный 1). MnO

Б).несолеобразующий2). SiO

В).основный 3). SiO 2

Г).амфотерный 4). MnO 2

В3. Для взаимодействия 9г технического образца кремния потребовалось 250г 10%-ного раствора гидроксида натрия. Вычислите массовую долю примесей в образце кремния.

Ответ: 2,8%

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

HBr + H 2 SO 4 → …SО 2 + …

Определите окислитель и восстановитель.

С2. Сероводород, выделившийся при взаимодействии избытка концентрированной серной кислоты с 1,44г магния, пропустили через 160г 1,5%-ного раствора брома. Определите массу, выпавшего при этом осадка и массовую долю кислоты в образовавшемся растворе. Ответ: 0,48г; 1,52%

C3. Напишите уравнения реакций, соответствующих цепочке превращений:

H 2 S→S→H 2 S→SO 2 →SO 3 →Na 2 SO 4 →BaSO 4

Общим свойством всех неметаллов является образование летучих водородных соединений, в большинстве которых неметалл имеет низшую степень окисления.

Среди приведенных веществ много тех, свойства, применение и получение которых вы изучали ранее: метан СН 4 , аммиак NH 3 , вода Н 2 O, сероводород H 2 S, хлоро-водород НСl.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействием неметалла с водородом, т. е. синтезом:

Все водородные соединения неметаллов образованы ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость).

!!! Боран (моноборан) ВH 2 в индивидуальном состоянии не выявлен. Известны другие бораны: предельные и непредельные. Метан и силан - простейшие водородные соединения углерода и кремния.

Для водородных соединений неметаллов характерно различное отношение к воде. Метан и силан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание - гидрат аммиака NH 3 Н 2 O.

При растворении в воде сероводорода, селеноводорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: H 2 S, H 2 Se, Н 2 Те, HF, НСl, HBr, HI.

Если сравнить кислотно-основные свойства водородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например 2-го (NH 2 , Н 2 O, HF) или 3-го (РН 3 , H 2 S, НСL), то можно сделать вывод о закономерном усилении их кислотных свойств и соответственно ослаблении основных. Это связано с тем, что увеличивается полярность связи Э-Н (где Э - неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соединений неметаллов одной подгруппы также отличаются. Например, в ряду галогеноводородов HF, НСl, HBr, HI прочность связи Э-Н уменьшается, так как увеличивается длина связи. В растворах НСl, HBr, HI диссоциируют практически полностью - это сильные кислоты, причем их сила увеличивается от HF к HI. При этом HF относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором - межмолекулярным взаимодействием, образованием водородных связей:

Атомы водорода Н связаны с атомами фтора F не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кислотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислотных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

Кроме рассмотренных свойств, водородные соединения неметаллов в окислительно-восстановительных реакциях всегда проявляют свойства восстановителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

халькогенами . Элементы, расположенные вдоль условной разграничительной линии - бор В, кремний Si, германий Ge, мышьяк As, теллур Te, астат At - часто называютполуметаллами .

Строение электронных оболочек атомов и степени окисления

Главное, что определяет принадлежность химического элемента к числу неметаллов - это, конечно, особенности строения внешней электронной оболочки его атома. На электронной оболочке атома водорода Н имеется только один электрон. На электронной оболочке атома гелия He - два электрона, энергетический уровень полностью заполнен, как и в атомах других химических элементов группы VIIIA. Атом бора В на внешнем энергетическом уровне содержит три электрона, этот химический элемент принадлежит к группе IIIА:

	2 He↓	5 B↓

В атомах остальных неметаллов на внешнем энергетическом уровне содержится от 4 до 8 электронов.

Водород, атомы которого имеют строение электронной оболочки 1s 1 , и гелий, атомы которого имеют строение электронной оболочки 1s 2 , относятся к s-элементам , все остальные неметаллы - к p-элементам . Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов р -элементов в основном состоянии -ns 2 np 1→6 , гдеn - номер периода.

Атомы неметаллов в их соединениях с атомами металлов, водорода и других элементов с меньшей электроотрицательностью проявляют отрицательные сте-

В соединениях с атомами элементов, имеющих большую электроотрицательность, для атомов неметаллов характерны положительные степени окисления .

Например, HClO, SO2 , NO2 и др.

Исключение составляет лишь фтор F, который в своих соединениях с другими элементами проявляет только одну степень окисления, равную –1 .

Простые вещества

Для многих простых веществ-неметаллов известно по несколько аллотропных модификаций, различающихся своими физическими свойствами.

Это, например, простые вещества, образуемые углеродом, - графит, алмаз, фуллерены.

При обычных условиях простые вещества-неметаллы могут существовать в твёрдом (бор B, углерод C, кремний Si, сера S, иод I2 ), жидком (бром Br2 ) и газообразном (хлор Cl2 , водород H2 , кислород O2 , азот N2 ) состояниях. Их окраска разнообразна (рис. 53).

Температура плавления неметаллов изменяется в широком интервале. Так, у графита она составляет 3850 С, а у гелия - –272 С. Высокие температуры плавления характерны для простых веществ, существующих в виде атомных кристаллов (углерод C, кремний Si и др.), а низкие - для веществ, существующих в твёрдом состоянии в виде молекулярных кристаллов (кислород O2 , азот N2 , ксенон Xe и др.).

Существенно различается и электропроводность простых веществ-неметаллов: аргон, хлор и сера в твёрдом состоянии являются диэлектриками, кремний - полупроводником, а достаточно высокая электропроводность графита позволяет использовать его в качестве токопроводящих электродов.

Простые вещества-неметаллы существенно различаются между собой похимической активности. Так, гелий He и неон Ne - инертные вещества.

Наиболее химически активными неметаллами являются галогены и кислород. Сера, углерод и кремний вступают в химические реакции, как правило, только при повышенных температурах.

В химических реакциях неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Окислительные свойства неметаллов проявляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами и водородом. В образующихся соединениях атомы неметаллов проявляют отрицательные степени окисления. Например:

Восстановительные свойства неметаллов проявляются в реакциях с веще-

ствами - сильными окислителями, например с кислородом:

Применение неметаллов основано на их физических и химических свойствах. Например, азот используется для создания инертной атмосферы, для обеспечения взрыво- и пожаробезопасности в различных областях промышленности, для тушения пожаров в угольных шахтах, так как в среде с содержанием азота около 90 % процесс горения невозможен. Кислород, напротив, используется в ракетных установках для интенсификации горения жидкого топлива, для газификации твёрдых топлив, а также при газовой сварке, кислородной резке, поверхностной закалке металлов. Бор, кремний и некоторые другие неметаллы входят в состав сплавов.

К неметаллам относятся 23 химических элемента из всех известных на сегодняшний день. В периодической системе элементынеметаллы, кроме водорода, расположены в правой части таблицы в группах IIIА-VIIIА.

Атомы неметаллов в их соединениях с металлами, водородом и другими менее электроотрицательными элементами проявляют отрицательные степени окисления от –4 до –1, а в соединениях с элементами, имеющими большую электроотрицательность, - положительные степени окисления от +1 до +7.

В химических реакциях простые вещества-неметаллы, кроме фтора, могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Вопросы и задания

1. В каких группах периодической системы расположены элементы-неметаллы?

2. Запишите формулы электронных конфигураций внешних энергетических уровней для следующих атомов: гелий, углерод, фосфор, хлор.

3. Приведите известные вам примеры аллотропных модификаций некоторых химических элементов. Объясните, почему простых веществ больше, чем химических элементов.

4. Составьте уравнения реакций азота и кислорода с водородом. В каждом из уравнений укажите окислитель и восстановитель.

5. Рассчитайте массу воды, полученной при реакции водорода химическим количеством 1 моль с кислородом объёмом (н. у.) 22,4 дм 3 . Какой газ и в каком химическом количестве останется неизрасходованным?

6. Рассчитайте объём (н. у.) воздуха, который потребуется для сжигания метана химическим количеством 2 моль. Объёмная доля кислорода в воздухе составляет 21 %.

7. Из приведённых примеров в два столбика выпишите схемы, отражающие процессы окисления и восстановления:

а) H2 S → H2 SO4 ; б) KMnO4 → MnO2 ; в) P → H3 PO4 ; г) KClO3 → KCl; д) HNO3 → NO; е) Cl2 → KClO.

Определите, как изменяются степени окисления элементов в указанных процессах.

§ 36. Водород

Строение атома и особенности положения в периодической системе

Атом водорода имеет самое простое строение: он состоит из ядра, содержащего один протон, и одного электрона на окружающей ядро орбитали. Такое же строение внешнего энергетического уровня имеют элементы группы IA, поэтому водород можно отнести к элементам этой группы. Одновременно водород

можно отнести и к элементам группы VIIA, поскольку так же, как и у элементов данной группы, для завершения внешнего энергетического уровня у него не хватает одного электрона.

Атом водорода в своих соединениях с элементами, имеющими большую

электроотрицательность, проявляет степень окисления +1 , например HF, H2 O и др. В соединениях с металлами -гидридах - степень окисления атома во-

Распространённость в природе

Водород входит в состав Солнца, многих звёзд и туманностей. Такие большие планеты Солнечной системы, как Юпитер и Сатурн, в основном состоят из водорода.

Среди элементов земной коры водород - девятый по распространённости. Наиболее важным его соединением, встречающимся в природе, является вода. Водород входит в состав природного газа, нефти, а также животных и растительных организмов. В виде простого вещества водород встречается крайне редко в вулканических газах.

Вода составляет основную массу любого живого организма. Массовая доля воды в теле только что родившегося человека составляет 77 %, в зрелом возрасте оно уменьшается до 50 % у женщин и 60–62 % у мужчин. В организме непрерывно происходит обмен воды и растворённых в ней веществ. Поэтому специалисты рекомендуют каждому человеку употреблять не менее 1,5 л воды и других жидкостей в день.

В природе водород встречается в виде нуклидов 1 Н -протия и2 Н -дейтерия. Дейтерий, для обозначения которого пользуются символом D, входит в состав так называемой тяжёлой воды D2 O, которая используется в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах. Радиоактивный нуклид водородатритий 3 Н, обозначаемый символом Т, встречается в следовых количествах.

Простое вещество

Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью (см. рис. 16).

Физические свойства. Водород - бесцветный нетоксичный газ без запаха и вкуса, он в 14,5 раза легче воздуха.

Молекула водорода неполярна. Поэтому силы межмолекулярного взаимодействия в газообразном водороде малы. Это проявляется в низких температурах кипения (–252,6 С) и плавления (–259,2 С). Благодаря низкой температуре кипения жидкий водород используется в качестве охлаждающего агента.

Водород растворяется в воде незначительно, его растворимость составляет около 0,09 г в 1 дм3 воды. Благодаря этому водород при его получении в лаборатории можно собирать методом вытеснения воды.

Получение водорода. В лаборатории водород получают при взаимодействии разбавленных соляной или серной кислот с металлами (цинком, железом, алюминием) (рис. 54):

или используя метод каталитической конверсии метана:

Полученный тем или иным способом водород иногда загрязнён воздухом, с которым он может образовывать взрывчатую смесь (смесь водорода и кислорода называется «гремучим газом»). Это опасно!

Химические свойства. Простое вещество водород при взаимодействии с другими веществами может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Взаимодействие водорода с простыми веществами

Водород как восстановитель проявляет себя в реакциях с просты-

ми веществами-неметаллами , образуя соединения, в которых его степень окисления равна+1 . Реакции водорода с наиболее активными неметаллами протекают очень интенсивно, сопровождаются горением или даже взрывом. Примерами таких реакций могут быть взаимодействие водорода с хлором при освещении:

H2 + Cl2 == 2HCl,

или с кислородом при нагревании:

2H2 + O2 =t 2H2 O.

Соединения водорода с галогенами - галогеноводороды - HF, HCl, HBr, HI при растворении в воде диссоциируют с образованием гидратированных ионов водорода, т. е. проявляют кислотный характер. Например:

HCl → H+ + Cl– .

С азотом водород взаимодействует в присутствии катализатора, при повышенных температуре и давлении, образуя аммиак:

t, p, кат. −−−−−−← 3H 2 + N 2 ←−−−−−− 2NH 3 .

Раствор аммиака в воде проявляет основные свойства.

Лабораторный опыт 4

Испытание индикатором растворов водородных соединений неметаллов

В трёх пронумерованных пробирках находятся раствор аммиака, раствор хлороводорода и дистиллированная вода. С помощью лакмуса (метилоранжа или

универсальной индикаторной бумаги) определите, в какой из пробирок находится каждое из веществ.

Сделайте вывод о кислотно-основных свойствах водородных соединений неметаллов.

Окислительная способность водорода проявляется при его взаимо-

действии со многими активными металлами при повышенных температуре и давлении. В результате реакций образуютсягидриды , в которых степень окисления водорода равна –1 , например:

2Li + H2 =t

Водород хорошо растворяется в некоторых металлах - палладии Pd, платине Pt, никеле Ni. Так, при комнатной температуре 1 см3 палладия поглощает около 800 см3 водорода. При растворении в металлах молекулы водорода распадаются на атомы. Образующийся атомарный водород химически значительно более активен, чем молекулярный. Поэтому реакционная способность водорода в присутствии таких катализаторов, как платина, палладий и никель, резко повышается.

Взаимодействие водорода со сложными веществами

При нагревании водород способен восстанавливать металлы из их оксидов: CuO + H2 =t Cu + H2 O;

присоединяться ко многим органическим молекулам: CH2 =CH2 + H2 →t CH3 -CH3 .

Во всех этих реакциях водород выступает в качестве восстановителя , образуя соединения, в которых его степень окисления равна+1 .

Области применения водорода представлены на рисунке 55. Водород является весьма эффективным топливом: на единицу массы он выделяет теплоты в 2,6 раза больше, чем природный газ, в 8,3 раза больше, чем древесина. Водород - экологически чистое топливо, так как при его сгорании образуется только вода (рис. 56).

Атом водорода в своих соединениях проявляет степени окисления +1 и –1.

Простое вещество водород может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

179Рассчитайте массу цинка и массу соляной кислоты с массовой долей HCl, равной 26 %, необходимые для получения водорода химическим количеством 5 моль. 4. Тепловой эффект образования парообразной воды из водорода и кислорода равен 241,8 кДж/моль. Рассчитайте, сколько теплоты выделится при сгорании водорода в кислороде химическим количеством 0,01 моль. 5. Рассчитайте, в каком случае масса образующейся воды будет больше: при восстановлении водородом меди из оксида меди(I) массой 100 г или из оксида меди(II) массой 100 г. Определите химическое количество водорода, который вступит в реакцию в каждом случае. 6. Расставьте коэффициенты в схемах реакций: а) Fe + H2 O → Fe3 O4 + H2 ; б) WO3 + H2 → W + H2 O. В каждой реакции укажите окислитель и восстановитель. 7. Составьте уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: H2 → H2 O → NaOH → Na2 CO3 . § 37. Галогены Элементы группы VIIА периодической системы - галогены : фтор F, хлор Сl, бром Вr, иод I и астат At - типичные неметаллы. Строение атомов и степени окисления Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня атомов галогенов ns 2 np 5 : фтор - 2s 2 2p 5 , хлор - 3s 2 3p 5 , бром - 4s 2 4p 5 , иод - 5s 2 5p 5 , астат - 6s 2 6p 5 : F ↓ Cl ↓ I ↓

Данный урок является обобщающим в разделе «Химия неметаллов».Имеет целью обобщение единичных знаний в систему.

При планировании урока были учтены реальные учебные возможности и психологические особенности учащихся.

Тип урока: обобщение знаний с элементами исследования

Принципы обучения, которые реализовывались в ходе урока:

· Научность и доступность

· Наглядность

· Проблемность

· Деятельностный характер обучения

· Связь с жизнью.

На уроке использовались различные формы работы: фронтальная, групповая.

Все этапы урока логически связаны между собой:

Организационный момент настраивает учащихся на решение основной цели урока. На втором и третьем этапе урока использовался метод актуализации знаний.При работе над основной темой урока использовались следующие методы обучения:

a) Словесный (сообщение);

b) Наглядный (демонстрация слайдов);

c) Проблемно-поисковый;

d) Исследовательский (эксперимент);

Скачать:

Предварительный просмотр:

Урок «Водородные соединения неметаллов»

Задачи:

Образовательные:

1. Обобщить знания о водородных соединениях неметаллов на основе знаний о строении атома.
2. Показать закономерности в изменении кислотно-основных свойств в зависимости от положения соответствующего химического элемента в ПС.
3. Рассмотреть строение водородных соединений неметаллов.
4. Закрепить знания об общих и характерных свойствах водородных соединений.
5. Продолжить формирование практических умений и навыков при работе с химическими реактивами и оборудованием.

Развивающие:

1. Способствовать развитию прогностических умений учащихся в примерах определения химических свойств водородных соединений по их строению.
2. Предоставить возможность учащимся определиться в возможности использовать химических знаний для охраны природы и здоровья человека.

Воспитательные:

1. Воспитывать бережное отношение к природе, изучая губительное действие водородных соединений неметаллов на организм человека.
2. Реализовать экологическое воспитание, решая задачи с прикладным содержанием.

Тип урока: обобщение знаний

Вид урока: обобщения с элементами исследования.

Используемые технологии:

информационные, технология полного усвоения, здровьесберегающие.

Организационные формы общения: фронтальная, групповая.

Структура урока:

1. Организационно-мотивационный момент
2. Актуализация опорных знаний.
3. Сообщение новых сведений о водородных соединениях неметаллов.
4. Лабораторная работа с элементами исследовательской деятельности (работа в парах) – «Определение отравляющих веществ в пробах воды».
5. Контроль знаний (индивидуальный, с самопроверкой) – диктант.
6. Подведение итогов урока.
7. Домашнее задание.

Ход урока.

1. Организационно-мотивационный момент.

Здравствуйте!

Мы с вами живем в очень сложной экологической обстановке. Миллионы тонн загрязняющих веществ выбрасывается ежегодно в окружающую среду. И наша сельская местность не исключение. Животноводческие и птицеводческие комплексы, комплексы по переработке мяса, агропромышленные предприятия, энерго- и теплосиловые предприятия, пестициды применяемые в сельском хозяйстве загрязняют сельскую местность, распространяя на значительные расстояния аммиак, сероводород и другие дурнопахнущие газы.

Сегодня мы поговорим о веществах, которые с одной стороны необходимы в народном хозяйстве, а с другой стороны опасны для человека и окружающей среды.

Тема нашего урока: Водородные соединения неметаллов

Задачи нашего урока:

1. Обобщить знания о водородных соединениях;
2. Узнать, почему необходимо проявлять осторожность при использовании водородных соединений неметаллов;
3. Научиться самостоятельно, проводить исследование.

1. Актуализация опорных знаний.

Работа в группах:

Задание 1 группе.

Таблица 1.

Группы элементов
	R +1 H -1	R +2 H -1 2	R +3 H -1 3	R +4 H -1 4 R -4 H +1 4	R -3 H +1 3	H +1 2 R -2	H +1 R -1
	Нелетучие водородные соединения

Вопросы:

Планируемый ответ. К водородным соединениям неметаллов относятся бинарные соединения с ковалентным типом связи элементов IV-VII групп главных подгрупп. Во всех этих соединениях водород проявляет степень окисления +1, а степень окисления неметаллов определяется как разность 8-№ группы. Водородные соединения металлов не летучи, так образованы ионным типом связи.

Задание 2 группе.

Вопросы:

(физические свойства веществ зависят от вида химической связи и типа кристаллической решетки. Так как связь в молекулах водородных соединений ковалентная полярная связь, а в узлах кристаллической решетки лежат полярные молекулы. Все соединения жидкости или газы, легко растворимы в воде, с низкими температурами кипения, имеющие запах и окраску)

1. Зависимость свойств водородных соединений от положения неметалла в ПСХЭ.

Задание 3 группе: 3

Таблица 2.

Вопросы:

(Исходя из того, что связь в водородных соединениях неметаллов ковалентная полярная, данные соединения хорошо растворимы в воде. Хлороводород при растворении в воде образует соляную кислоту. Она диссоциирует следующим образом: вследствие большой полярности связи H-CI, ион водорода со свободной орбиталью присоединяется к кислороду воды. Водород «приносит» свободную орбиталь- акцептор, а кислород располагает на ней пару электронов- донор. В растворе образуются ионы гидроксония- среда кислая, лакмус красный.

Во втором случае азот принимает от воды водород со свободной орбиталью и в растворе остаются гидроксид ионы. Среда раствора основная, лакмус синий.

Это зависит от силы притяжения электронов последнего электронного уровня ядром атома.

Из двух связей N-H и H-O более полярна последняя, поэтому не поделенная электронная связь атома азота легче атакует + поляризованный атом водорода в воде, образуя донорно-акцепторную связь.

В случае хлороводорода: связь H-CI более полярна, чем связь O-H, поэтому здесь атаке подвергается протон хлороводорода.)

Задание 4 группе:

К 3 , H 2 S, H 2 O, CH 4

Объясните почему?

Ответ: вода, так H 2 O диссоциирует на ионы водорода и гидроксид-ионы.

Задание 5 группе:

Вопросы:

1. Как изменяется полярность и прочность связи между водородом и галогенами?

(Сила кислот возрастает в ряду HCI-HBr-HI, несмотря на о, что полярность связи в этом направлении уменьшается, однако, в этом направлении падает и прочность связи, так как увеличивается расстояние. Чем больше расстояние, тем выше сила кислот. К примеру, самая сильная кислота среди галогеноводородов будет HI, а самая слабая HF).

1. Влияние водородных соединений неметаллов на здоровье человека.

Вопрос: А почему осторожно?! Мы знаем, что все водородные соединения имеют большое практическое значение для народного хозяйства страны. Они используются в производстве минеральных удобрений, синтезе волокон и пластмасс, лекарственных средств и т.д. Вода – вообще основа жизни на земле. Но сами по себе они чрезвычайно ядовиты!

Сообщения учащихся: 1 ученик - соляная кислота (приложение 1) , 2- сероводород (приложение 2) , 3- аммиак (Приложение 3).

Учитель: Внимание!!! В жилом районе произошла утечка отравляющих веществ с местного химкомбината, продуктами переработки которого являются сероводород, хлороводород и аммиак. Определите, утечка какого вещества произошла, испытав пробы воды, взятые из водоема близ химкомбината. Для этого проведем небольшое исследование . (Приложение 4).

Учитель: Прежде, чем вы приступите к работе, давайте вспомним технику безопасности при работе с химическим оборудованием и веществами.

Учащиеся повторяют правила техники безопасности. (не пробовать на вкус, запах определять взмахом ладони руки от отверстия пробирки к носу, работать осторожно)

Учитель делает вывод о готовности учащихся к выполнению работы. (Приложение 5)

V. Закрепление. Выполнение графического диктанта. (Приложение 7)

VII. Подведение итогов.

IX. Домашнее задание. Решение задачи. (Если остается время или на дом)

Целлюлозо-бумажный комбинат произвел сброс сточных вод. Вычислите объем хлора при н.у., необходимого для очистки 1000 м 3 сточных вод от сероводорода. Концентрация сероводорода в сточных водах 0,05 мг/л.

H 2 S + CI 2 =S + 2HCI

Рефлексия

В ходе урока вы пытались овладеть самым главным в процессе познания – умением находить истину с помощью доказательств, то есть проводить исследования. Многие ученые прошлых веков опирались в своих изысканиях лишь на интуицию и в результате нередко ошибались.

Вы же с помощью опытов нашли истину.

1. Сегодня я понял …

2. Теперь я могу…

3. Я приобрел….

4. Меня удивило …

5. Мне захотелось…

Приложение 1.

Сообщение «Соляная кислота»

Свободная соляная кислота содержится в желудочном соке и играет важную роль, так как, с одной стороны, способствует перевариванию пищи, с другой стороны - убивает различные болезнетворные бактерии (холеры, чумы и др.). Если последние попадают в желудок вместе с большим количеством воды, то вследствие разбавления раствора соляной кислоты, они выживают и вызывают заболевания организма. Поэтому во время эпидемий особенно опасна сырая вода. При повышенной концентрации соляной кислоты в желудке ощущается «изжога», которую устраняют, принимая во внутрь небольшое количество гидрокарбоната натрия или оксида магния. Наоборот, при недостаточной кислотности желудочного сока, для приема внутрь приписывается разбавленный раствор соляной кислоты.

Приложение 2.

Сообщение «Сероводород»

Ядовитость сероводорода часто недооценивают и работы с ним ведут без соблюдения достаточных мер предосторожности. Между тем уже 0,1% сероводорода в воздухе быстро вызывает тяжелое заболевание. При вдыхании сероводорода в значительных концентрациях. Может мгновенно наступить обморочное состояние или даже смерть от паралича дыхания (если пострадавший не был своевременно удален из отравленной атмосферы). В случае меньших концентраций сероводорода, внезапные обмороки часто наступают лишь через некоторое время после отравления. Тяжело отравленным сероводородом дают вдыхать чистый кислород. При слабой и неправильной работе дыхательных органов приходится применять искусственное дыхание. Хроническое отравление малыми количествами сероводорода обуславливает общее ухудшение самочувствия, исхудание, появление головных болей.

Приложение 3.

Сообщение «Аммиак»

Газообразный аммиак уже при содержании 0,05% его в воздухе очень сильно раздражает слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. При остром отравлении им в сильной форме появляются поражения глазных тканей и дыхательных путей, отдышка (вплоть до приступов удушья) и воспаление легких. Средствами первой помощи служат свежий воздух, обильное промывание глаз водой, вдыхание паров. Хроническое отравление аммиаком вызывают упорные катары дыхательного горла и воспаление голосовых связок.

Приложение 4.

Лабораторная работа «Определение отравляющих веществ в пробах воды».

Приборы и реактивы:

Ход работы:

Что делаю?	Что наблюдаю?
Испытываю выданную пробу воды индикатором лакмусом
Испытываю содержимое пробирки на запах
Рассчитываю относительную плотность газа по воздуху D воздуху (вещество)= М (вещества)/М воздуха M воздуха =29г\моль
6.Предлагаю схему эвакуации

Приложение 4.

Лабораторная работа «Определение отравляющих веществ в пробах воды».

Приборы и реактивы: проба воды, индикатор лакмус, соль нитрат серебра и свинца.

Ход работы:

Что делаю?	Что наблюдаю?
Испытываю выданную пробу воды индикатором - лакмусом
Делю пробу воды на две пробирки: В первую добавляю нитрат серебра. Во вторую- нитрат свинца.
Вывод о загрязняющем веществе в воде
4. .Записываю качественную реакцию на вещество
5. .Рассчитываю относительную плотность газа по воздуху D воздуху (вещество)= М (вещества)/М воздуха M воздуха =29г\моль
6. Предлагаю схему эвакуации

Приложение 5.

Лабораторная работа «Определение отравляющих веществ в пробах воды».

Инструктивная карточка

1. Испытайте раствор индикатором:

А) если среда основная, осторожно испытайте содержимое пробирки на запах;

Б) если среда кислотная, то разделите пробу воды на две части: в первой проведите качественную реакцию на хлороводород, а во второй – на сероводород.

2. Запишите уравнения реакций:

А) диссоциации вещества в воде;

Б) качественные реакции, имеющие место в вашем опыте;

В) рассчитайте относительную плотность вашего газа по воздуху и предложите направление эвакуации населения из зоны поражения

Приложение 6.

1 вариант- аммиак

2 вариант- сероводород

3 вариант- хлороводород.

Вопросы:

1. Степень окисления неметалла в вашем соединении-3
2. Степень окисления неметалла в вашем соединении--1
3. Степень окисления неметалла в вашем соединении-2
4. Связь в вашем соединении ковалентная полярная.
5. Ваше соединение с запахом тухлых яиц.
6. Ваше соединение входит в состав желудочного сока.
7. Раствор вашего соединения в воде носит название нашатырного спирта.
8. Ваше соединение обладает основными свойствами.
9. Ваше соединение обладает кислотными свойствами

10.Ваше соединение очень хорошо растворимо в воде.

Приложение 8.

Задание пройти лабиринт. Цельная стрелка – да, стрелка штрихом - нет.

Задание 1 группе.

Каков состав водородных соединений, отражаемый химическими формулами по таблице 1.

Таблица 1.

Группы элементов
	R +1 H -1	R +2 H -1 2	R +3 H -1 3	R +4 H -1 4 R -4 H +1 4	R -3 H +1 3	H +1 2 R -2	H +1 R -1
	Нелетучие водородные соединения			Летучие водородные соединения

Вопросы:

1. Какие водородные соединения вам известны?
2. Какой тип химической связи в летучих водородных соединениях?
3. Какую степень окисления проявляет водород в этих соединения?
4. Как находится степень окисления других неметаллов в этих соединениях?
5. Почему соединения металлов с водородом нелетучие?
6. Какой тип химической связи в них?

Задание 2 группе.

Что вы можете предположить, зная тип связи в веществе?

Вопросы:

1. Какой тип химической связи в летучих водородных соединения?
2. Какой тип кристаллической решетки?
3. Какие частицы расположены в узлах данной решетки?
4. Какими физическими свойствами обладают данные соединения?

Задание 3 группе: Водородные соединения HCI и NH 3 отличаются по свойствам. От чего это зависит?

Таблица 2.

Вопросы:

1. Как растворяются данные вещества в воде?
2. Что образуется при растворении хлороводорода в воде?
3. Что образует аммиак при растворении в воде?
4. Влияет ли полярность связи на растворимость и как?

Задание 4 группе:

К акое водородное соединение неметалла обладает амфотерными свойствами? HCI, NH 3 , H 2 S, H 2 O, CH 4

Объясните почему?

Задание 5 группе:

Сила кислот в ряду HF, HCI. HBr, HI различна. Чем это можно объяснить? (обратите внимание на рисунок)

Вопросы:

1.Как изменяется полярность и прочность связи между водородом и галогенами?

1. Как изменяется диссоциация этих веществ?
2. Как изменяется сила кислот в данном ряду?

Химические элементы - неметаллы

Химических элементов-неметаллов всего 16, но два из них, кислород и кремний составляют 76 % от массы земной коры. Неметаллы составляют 98,5 % от массы растений и 97,6 % от массы человека. Из углерода, водорода, кислорода, серы, фосфора и азота состоят все важнейшие органические вещества, они являются элементами жизни. Водород и гелий – основные элементы Вселенной из них состоят все космические объекты, включая наше Солнце. Без соединений неметаллов невозможно представить нашу жизнь, особенно если вспомнить, что жизненно важное химическое соединение – вода – состоит из водорода и кислорода.

Если в Периодической системе провести диагональ от бериллия к астату, то справа вверх по диагонали будут находиться элементы-неметаллы, а слева снизу – металлы, к ним же относятся элементы всех побочных подгрупп, лантаноиды и актиноиды. Элементы, расположенные вблизи диагонали, например, бериллий, алюминий, титан, германий, сурьма, обладают двойственным характером и относятся к металлоидам. Элементы-неметаллы: s-элемент – водород ; р-элементы 13 группы – бор ; 14 группы – углерод и кремний ; 15 группы – азот, фосфор и мышьяк , 16 группы – кислород, сера, селен и теллур и все элементы 17 группы – фтор, хлор, бром, йод и астат . Элементы 18 группы – инертные газы , занимают особое положение, они имеют полностью завершенный внешний электронный слой и занимают промежуточное положение между металлами и неметаллами. Их иногда относят к неметаллам, но формально, по физическим признакам.

Неметаллы – это химические элементы, атомы которых принимают электроны для завершения внешнего энергетического уровня, образуя при этом отрицательно заряженные ионы.

Во внешнем электронном слое атомов неметаллов находится от трёх до восьми электронов.

Практически все неметаллы имеют сравнительно малые радиусы и большое число электронов на внешнем энергетическом уровне от 4 до 7, для них характерны высокие значения электроотрицательности и окислительные свойства. Поэтому по сравнению с атомами металлов неметаллам характерны:

· меньший атомный радиус;

· четыре и более электрона на внешнем энергетическом уровне;

Отсюда и такое важнейшее свойство атомов неметаллов – тенденция к приёму недостающих до 8 электронов, т.е. окислительные свойства. Качественной характеристикой атомов неметаллов, т.е. своеобразной мерой их неметалличности, может служить электроотрицательность, т.е. свойство атомов химических элементов поляризовать химическую связь, оттягивать к себе общие электронные пары;

Самой первой научной классификацией химиче­ских элементов было деление их на металлы и не­металлы. Эта классификация не потеряла своей значимости и в настоящее время. Неметаллы - это химические элементы, для атомов которых характерна способность принимать электроны до завершения внешнего слоя благодаря наличию, как правило, на внешнем электронном слое четырех и более электронов и малому радиусу атомов по сравнению с атомами металлов.

Это определение оставляет в стороне элементы VIII группы главной подгруппы - инертные, или благородные, газы, атомы которых имеют завершен­ный внешний электронный слой. Электронная кон­фигурация атомов этих эле­ментов такова, что их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам. Они являются теми объектами, которые раз­деляют элементы на металлы и неметаллы, занимая между ними пограничное положение. Инертные, или благородные, газы («благородство» выража­ется в инертности) иногда относят к неметаллам, но лишь формально, по физи­ческим признакам. Эти вещества сохраняют газообразное состояние вплоть до очень низких тем­ператур. Так, гелий Не переходит в жидкое состоя­ние при t° = -268,9 °С.

Инертность в химическом отношении у этих эле­ментов относительна. Для ксенона и криптона из­вестны соединения с фтором и кислородом: KrF 2 , XeF 2 , XeF 4 и др. Несомненно, в образовании этих соединений инертные газы выступали в роли вос­становителей. Из определения неметаллов следует, что для их атомов характерны высокие значения электроотри­цательности. Она изменяется в пределах от 2 до 4. Неметаллы - это элементы главных подгрупп, преимущественно p-элементы, исключение состав­ляет водород - s-элемент.

Все элементы-неметаллы (кроме водорода) за­нимают в Периодической системе химических эле­ментов Д. И. Менделеева верхний правый угол, об­разуя треугольник, вершиной которого является фтор F, а основанием - диагональ B - At. Однако следует особо остановиться на двой­ственном положении водорода в Периодической системе: в главных подгруп­пах I и VII групп. Это не слу­чайно. С одной стороны, атом водорода подобно атомам ще­лочных металлов имеет на внешнем (и единственном для него) электронном слое один электрон (электронная конфигурация 1s 1), который он способен отдавать, прояв­ляя свойства восстановителя.

В большинстве своих соединений водород, как и щелочные металлы, проявляет степень окисле­ния +1. Но отдача электрона атомом водорода про­исходит труднее, чем у атомов щелочных металлов. С другой стороны, атому водорода, как и атомам галогенов, для завершения внешнего электронного слоя недостает одного электрона, поэтому атом во­дорода может принимать один электрон, проявляя свойства окислителя и характерную для галогена степень окисления -1 в гидридах (соединениях с металлами, подобных соединениям металлов с га­логенами - галогенидам). Но присоединение одно­го электрона к атому водорода происходит труднее, чем у галогенов.

При обычных условиях водород Н 2 - газ. Его молекула, подобно галогенам, двухатомна. У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, т. е. способность присоединять электроны. Эту способность характеризует значение электроотрицатель­ности, которая закономерно изменяется в периодах и под­группах. Фтор - самый сильный окислитель, его атомы в хи­мических реакциях не спо­собны отдавать электроны, т. е. проявлять восста­новительные свойства. Другие неметаллы могут проявлять восстано­вительные свойства, хотя и в значительно более слабой степени по сравнению с металлами; в пери­одах и подгруппах их восстановительная способ­ность изменяется в обратном порядке по сравнению с окислительной.

• Элементы-неметаллы расположены в главных подгруппах III–VIII групп ПС Д.И. Менделеева, занимая её верхний правый угол.
• На внешнем электронном слое атомов элементов-неметаллов находятся от 3 до 8 электронов.
• Неметаллические свойства элементов усиливаются в периодах и ослабевают в подгруппах с увеличением порядкового номера элемента.
• Высшие кислородные соединения неметаллов имеют кислотный характер (кислотные оксиды и гидроксиды).
• Атомы элементов-неметаллов способны как принимать электроны, проявляя окислительные функции, так и отдавать их, проявляя восстановительные функции.

Строение и физические свойства неметаллов

В простых веществах атомы неметаллов свя­заны ковалентной неполярной связью . Благода­ря этому формируется более устойчивая электронная си­стема, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в мо­лекулах водорода Н 2 , галоге­нов F 2 , Br 2 , I 2), двойные (на­пример, в молекулах серы S 2), тройные (например, в молекулах азота N 2) ко­валентные связи.

• Ковкость отсутствует
• Блеска нет
• Теплопроводность (только графит)
• Цвет разнообразный: желтый, желтовато-зеленый, красно-бурый.
• Электропроводность (только графит и черный Фосфор.)

Агрегатное состояние:

• жидкость – Br 2 ;

В отличие от металлов неметаллы – простые вещества, характеризуются большим многообразием свойств. Неметаллы имеют различное агрегатное состояние при обычных условиях:

• газы – H 2 , O 2 , O 3 , N 2 , F 2 , Cl 2 ;
• жидкость – Br 2 ;
• твердые вещества – модификации серы, фосфора, кремния, углерода и др.

Гораздо богаче у неметаллов и спектр цветов: красный – у фосфора, красно-бурый – у брома, желтый – у серы, желто-зеленый – у хлора, фиолетовый – у паров йода. Элементы – неметаллы более способны, по сравнению с металлами, к аллотропии.

Способность атомов одного химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией, а эти простые вещества – аллотропными видоизменениями

Простые вещества - неметаллы могут иметь:

1. Молекулярное строение. При обычных усло­виях большинство таких веществ представляют со­бой газы (H 2 , N 2 , O 2 , F 2 , Cl 2 , O 3) или твердые веще­ства (I 2 , P 4 , S 8), и лишь один-единственный бром (Br 2) является жидкостью. Все эти вещества имеют молекулярное строение, поэтому летучи. В твер­дом состоянии они легкоплавки из-за слабого меж­молекулярного взаимодействия, удерживающего их молекулы в кристалле, и способны к возгонке.

2. Атомное строение. Эти вещества образо­ваны длинными цепями атомов (C n , B n , Si n , Se n , Te n). Из-за большой прочно­сти ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твердость, и любые измене­ния, связанные с разруше­нием ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энер­гии. Многие такие вещества имеют высокие тем­пературы плавления и кипения, а летучесть их весьма мала.

Многие элементы-неметаллы образуют несколь­ко простых веществ - аллотропных модифика­ций . Это свойство атомов называют аллотропией. Аллотропия может быть связана и с разным соста­вом молекул (O 2 , О 3), и с разным строением кри­сталлов. Аллотропными модификациями углерода являются графит, алмаз, карбин, фуллерен. Чтобы выявить свойства, характерные для всех неметаллов, надо обртить внимание на их располо­жение в периодической системе элементов и опре­делить конфигурацию внешнего электронного слоя.

В периоде:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома уменьшается;
• число электронов внешнего слоя увеличивается;
• электроотрицательность увеличивается;
• окислительные свойства усиливаются;
• неметаллические свойства усиливаются.

В главной подгруппе:

• заряд ядра увеличивается;
• радиус атома увеличивается;
• число электронов на внешнем слое не изменя­ется;
• электроотрицательность уменьшается;
• окислительные свойства ослабевают;
• неметаллические свойства ослабевают.

Для большинства металлов, за редким исклю­чением (золото, медь и некоторые другие), харак­терна серебристо-белая окраска. А вот у простых веществ - неметаллов гамма цветов значительно разнообразнее: P, Se - желтые; B - ко­ричневый; O 2(ж) - голубой; Si, As (мет) - серые; Р 4 - бледно-желтый; I - фиолетово-черный с ме­таллическим блеском; Вr 2(ж) - бурая жидкость; С1 2(г) - желто-зеленый; F 2(r) - бледно-зеленый; S 8(тв) - желтая. Кристаллы неметаллов непластич­ны, и любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

Химических элементов-неметаллов всего 16! Со­всем немного, если учесть, что известно 114 элемен­тов. Два элемента-неметалла составляют 76 % массы зем­ной коры. Это кислород (49 %) и кремний (27 %). В атмосфе­ре содержится 0,03 % массы кислорода в земной коре. Не­металлы составляют 98,5 % массы растений, 97,6 % массы тела человека. Не­металлы C, H, O, N, S - биогенные элементы, ко­торые образуют важнейшие органические веще­ства живой клетки: белки, жиры, углеводы, нуклеиновые кислоты. В состав воздуха, которым мы дышим, входят простые и сложные вещества, также образованные элементами-неметаллами (кислород O 2 , азот N 2 , углекислый газ СO 2 , водя­ные пары Н 2 O и др.)

Окислительные свойства простых веществ - неметаллов

Для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные , так и восстановительные свойства.

1. Окислительные свойства неметаллов прояв­ляются в первую очередь при их взаимодействии с металлами (металлы всегда восстановители):

Окислительные свойства хлора Cl 2 выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл Fe, который имеет в соединениях устойчивые степени окисле­ния +2 и +3, окисляется им до более высокой сте­пени окисления.

1. Большинство неметаллов проявляют окис­лительные свойства при взаимодействии с водоро­дом . В результате образуются летучие водородные соединения.

2. Любой неметалл выступает в роли окисли­теля в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицатель­ности:

Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окисли­тельные свойства.

Электроотрицательность фтора больше, чем у всех остальных химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя. Фтор F 2 - самый сильный окислитель из неме­таллов, проявляет в реакциях только окислитель­ные свойства.

3. Окислительные свойства неметаллы прояв­ляют и в реакциях с некоторыми сложными веще­ствами .

Отметим в первую очередь окислительные свой­ства неметалла кислорода в реакциях со сложны­ми веществами:

Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами - неорганическими (1, 2) и органическими (3, 4):

Сильный окислитель хлор Cl 2 окисляет хлорид железа (II) в хлорид железа (III);

Хлор Cl 2 как более сильный окислитель вытес­няет йод I 2 в свободном виде из раствора йодида калия;

Галогенирование метана - характерная реак­ция для алканов;

Качественной реакцией на непредельные со­единения является обесцвечивание ими бромной воды.

Восстановительные свойства простых веществ - неметаллов

При рассмотрении реакций неметаллов друг с другом , что в зависимости от значения их элек­троотрицательности один из них проявляет свой­ства окислителя, а другой - свойства восстанови­теля.

1. По отношению к фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства.

2. Разумеется, неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислоро­дом.

В результате реакций образуются оксиды неме­таллов : несолеобразующие и солеобразующие кис­лотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: Cl 2 +1 O -2 , Cl 2 +4 O 2 -2 , Cl 2 +7 O 7 -2 , Br 2 +1 O -2 , Br +4 O 2 -2 , I 2 +5 O 5 -2 , и др., которые по­лучают косвенным путем.

3. Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веще­ствами - окислителями:

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

Таким образом, большинство неметаллов мо­гут выступать в химических реакциях как в роли окислителя, так и в роли восстановителя (восстано­вительные свойства не присущи только фтору F 2).

Водородные соединения неметаллов

В отличие от металлов неметаллы образуют газообразные водородные соединения. Их состав зависит от степени окисления неметаллов.

RH 4 → RH 3 → H 2 R → HR

Общим свойством всех неметаллов является образо­вание летучих водородных соединений , в большинстве которых неметалл имеет низ­шую степень окисления. Среди приведенных формул веществ много тех, свойства, применение и получение которых вы из­учали ранее: CH 4 , NH 3 , H 2 O, H 2 S, HCl.

Известно, что наиболее просто эти соединения можно получить непосредственно взаимодействи­ем неметалла с водородом , то есть синтезом:

Все водородные соединения неметаллов образо­ваны ковалентными полярными связями, имеют молекулярное строение и при обычных условиях являются газами, кроме воды (жидкость). Для водородных соединений неметаллов харак­терно различное отношение к воде. Метан и си­лан в ней практически нерастворимы. Аммиак при растворении в воде образует слабое основание NH 3 H 2 O. При растворении в воде сероводорода, селено­водорода, теллуроводорода, а также галогеноводородов образуются кислоты с той же формулой, что и сами водородные соединения: H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, HF, HCl, HBr, HI.

Если сравнить кислотно-основные свойства во­дородных соединений, образованных неметаллами одного периода, например, второго (NH 3 , H 2 O, HF) или третьего (PH 3 , H 2 S, HCl), то можно сделать вы­вод о закономерном усилении их кислотных свойств и, соответственно, ослаблении основных. Это, очевидно, связано с тем, что увеличивается полярность связи Э-Н (где Э - неметалл).

Кислотно-основные свойства водородных соеди­нений неметаллов одной подгруппы также отли­чаются. Например, в ряду галогеноводородов HF, HCl, HBr, HI прочность свя­зи Э-Н уменьшается, т. к. увеличивается длина связи. В растворах HCl, HBr, HI диссоциируют практически полностью - это сильные кислоты, причем их сила уве­личивается от HF к HI. При этом HF относится к слабым кислотам, что обусловлено еще одним фактором - межмолекулярным взаимодействием, образовани­ем водородных связей …H-F…H-F… . Атомы водо­рода связаны с атомами фтора F не только своей молекулы, но еще и соседней.

Обобщая сравнительную характеристику кис­лотно-основных свойств водородных соединений неметаллов, сделаем вывод об усилении кислот­ных и ослаблении основных свойств этих веществ по периодам и главным подгруппам с увеличением атомных номеров образующих их элементов.

По периоду в ПС химических элементов с увеличением порядкового номера элемента – неметалла усиливается кислотный характер водородного соединения.

SiH 4 → PH 3 → H 2 S → HCl

Кроме рассмотренных свойств, водородные со­единения неметаллов в окислительно-восстанови­тельных реакциях всегда проявляют свойства вос­становителей, ведь в них неметалл имеет низшую степень окисления.

Водород

Водород - главный элемент Вселенной. Мно­гие космические объекты (газовые облака, звезды, в том числе и Солнце) более чем наполовину состоят из водорода. На Земле его, включая атмосферу, ги­дросферу и литосферу, толь­ко 0,88 %. Но это по массе, а атомная масса водорода очень мала. Поэтому небольшое со­держание его только кажущее­ся, и из каждых 100 атомов на Земле 17 - атомы водорода.

В свободном состоянии водо­род существует в виде молекул H 2 , атомы связаны в молекулу ковалентной неполярной свя­зью .

Водород (H 2) - самый легкий газ из всех газо­образных веществ. Имеет самую высокую тепло­проводность и самую низкую температуру кипения (после гелия). Малорастворим в воде. При темпе­ратуре -252,8 °С и атмосферном давлении водород переходит в жидкое состояние.

1. Молекула водорода очень прочная, что делает ее малоактивной :

H 2 = 2H — 432 кДж

2. При обычных температурах водород вступает в реакцию с активными металлами :

Ca + H 2 = CaH 2 ,

образуя гидрид кальция, и с F 2 , образуя фторово­дород:

F 2 + H 2 = 2HF

3. При высоких температурах получают аммиак :

N 2 + 3H 2 = 2NH 3

и гидрид титана (металл в порошке):

Ti + H 2 = TiH 2

4. При поджигании водород реагирует с кисло­родом :

2H 2 + O 2 = 2H 2 O + 484 кДж

5. Водород обладает восстановительной способ­ностью :

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Элементы главной подгруппы VII группы периодической систе­мы, объединенные под общим на­званием галогены , фтор (F), хлор (Cl), бром (Бг), иод (I), астат (At) (редко встречающийся в приро­де) - типичные неметаллы. Это и понятно, ведь их атомы содер­жат на внешнем энергетическом уровне семь электронов , и им не­достает лишь одного электрона, чтобы завершить его. Атомы этих элементов при взаимодействии с металлами принимают электрон от атомов металлов. При этом воз­никает ионная связь и образуются соли. Отсюда общее название «галогены», т. е. «рождающие соли».

очень сильные окислители . Фтор в хи­мических реакциях проявляет только окислитель­ные свойства, и для него характерна степень окис­ления -1. Остальные галогены могут проявлять и восстановительные свойства при взаимодействии с более электроотрицательными элементами - фтором, кислородом, азотом, при этом степени их окисления могут принимать значения +1, +3, +5, +7. Восстановительные свойства галогенов усили­ваются от хлора к йоду, что связано с ростом ра­диусов их атомов: атомов хлора примерно вдвое меньше, чем у йода.

Галогены — простые вещества

Все галогены существуют в свободном состоя­нии в виде двухатомных молекул с ковалентной неполярной химической связью между атомами. В твердом состоянии F 2 , Cl 2 , Br 2 , I 2 имеют молеку­лярные кристаллические решетки , что и подтверж­дается их физическими свойствами.

С увеличением молекулярной массы галогенов температуры плавления и кипения повышаются, возрастают плотности: бром - жидкость, иод - твердое вещество, фтор и хлор - газы. Это связано с тем, что с увеличением размеров атомов и моле­кул галогенов возрастают силы межмолекулярного взаимодействия между ними. От F 2 к I 2 усиливает­ся интенсивность окраски галогенов.

Химическая активность галогенов, как неметал­лов, от фтора к иоду ослабевает , у кристаллов иода появляется металлический блеск. Каждый галоген является самым сильным окис­лителем в своем периоде . Окислительные свойства галогенов отчетливо проявля­ются при их взаимодействии с металлами. При этом обра­зуются соли. Так, фтор уже при обычных условиях реаги­рует с большинством метал­лов, а при нагревании и с зо­лотом, серебром, платиной, известными своей химической пассивностью. Алю­миний и цинк в атмосфере фтора воспламеняются:

Остальные галогены реагируют с металлами при нагревании . Нагретый порошок железа также заго­рается при взаимодействии с хлором. Опыт можно провести, как с сурьмой, но только железные опил­ки нужно предварительно накалить в железной ло­жечке, а затем высыпать их небольшими порциями в колбу с хлором. Так как хлор является сильным окислителем, то в результате реакции образуется хлорид железа (III):

В парах брома сгорает раскаленная медная про­волока :

Иод окисляет металлы медленнее , но в присут­ствии воды, которая является катализатором, ре­акция иода с порошком алюминия протекает очень бурно:

Реакция сопровождается выделением фиолето­вых паров иода.

Об уменьшении окислительных и увеличении восстановительных свойств галогенов от фтора к йоду можно судить и по их способности вытес­нять друг друга из растворов их солей , а также оно наглядно проявляется при взаимодействии их с во­дородом. Уравнение этой реакции можно записать в общем виде так:

Если фтор взаимодействует с водородом в любых условиях со взрывом, то смесь хлора с водородом реагирует только при поджигании или облучении прямым солнечным светом, бром взаимодействует с водородом при нагревании и без взрыва. Эти ре­акции - экзотермические. Реакция же соединения иода с водородом слабо эндотермическая, она про­текает медленно даже при нагревании.

В результате этих реакций образуются соответ­ственно фтороводород HF, хлороводород HCl, бро­моводород HBr и иодоводород HI.

Химические свойства хлора в таблицах

Получение галогенов

Фтор и хлор получают электролизом расплавов или растворов их солей. Например, процесс электролиза расплава хлорида натрия можно отразить уравнением:

При получении хлора электролизом раствора хлорида натрия кроме хлора образуется также во­дород и гидроксид натрия:

Кислород (О) - родоначаль­ник главной подгруппы VI группы Периодической системы элемен­тов. Элементы этой подгруппы - кислород О, сера S, селен Se, теллур Те, полоний Ро - имеют общее название «халькогены», что означает «рождающие руды».

Кислород - самый распространенный элемент на нашей планете. Он входит в состав воды (88,9 %), а ведь она покрывает 2/3 поверхности земного ша­ра, образуя его водную оболочку - гидросферу. Кислород - вторая по количеству и первая по зна­чению для жизни составная часть воздушной обо­лочки Земли - атмосферы, где на его долю при­ходится 21 % (по объему) и 23,15 % (по массе). Кислород входит в состав многочисленных минера­лов твердой оболочки земной коры - литосферы: из каждых 100 атомов земной коры на долю кис­лорода приходится 58 атомов.

Обычный кислород существует в форме О 2 . Это газ без цвета, запаха и вкуса. В жидком состоя­нии имеет светло-голубую окраску, в твердом - синюю. В воде газообразный кислород растворим лучше, чем азот и водород.

Кислород взаимодействует почти со всеми про­стыми веществами, кроме галогенов, благородных газов, золота и платиновых металлов . Реакции неметаллов с кислородом протекают очень часто с выделением большого количества тепла и сопровождаются воспламенением - реак­ции горения. Например, горе­ние серы с образованием SO 2 , фосфора - с образованием P 2 O 5 или угля - с образова­нием СO 2 . Почти все реакции с уча­стием кислорода экзотерми­ческие. Исключение составляет взаимодействие азота с кислородом: это эндотермическая реакция, которая протекает при температуре выше 1200 °С или при электрическом разряде:

Кислород энергично окисляет не только про­стые, но и многие сложные вещества, при этом об­разуются оксиды элементов, из которых они по­строены:

Высокая окислительная способность кислорода лежит в основе горения всех видов топлива.

Кислород участвует и в процессах медленного окисления различных веществ при обычной тем­пературе. Исключительно важна роль кислорода в процессе дыхания человека и животных. Расте­ния также поглощают атмосферный кислород. Но если в темноте идет только процесс поглощения растениями кислорода, то на свету протекает еще один противоположный ему процесс - фотосинтез, в результате которого растения поглощают угле­кислый газ и выделяют кислород.

В промышленности кислород получают из жид­кого воздуха, а в лаборатории - путем разложения пероксида водорода в присутствии катализатора диоксида марганца MnO 2 :

а также разложением перманганата калия KMnO 4 при нагревании:

Химические свойства кислорода в таблицах

Применение кислорода

Кислород применяют в металлургической и хи­мической промышленности для ускорения (ин­тенсификации) производственных процессов. Чи­стый кислород применяют также для получения высоких температур, например, при газовой сварке и резке металлов. В медицине кислород применяют в случаях вре­менного затруднения дыхания, связанного с некото­рыми заболеваниями. Также кислород применяют в металлургии как окислитель ракетного топлива, в авиации для дыхания, для резки металлов, для сварки металлов, при взрывных работах. Кислород хранят в стальных баллонах, окра­шенных в голубой цвет, под давлением 150 атм. В лабораторных условиях кислород хранят в сте­клянных приборах - газометрах.

Атомы серы (S) , как и атомы кислорода и всех остальных эле­ментов главной подгруппы VI груп­пы, содержат на внешнем энергети­ческом уровне 6 электронов , из которых два электрона неспаренные . Однако по сравнению с атомами кисло­рода атомы серы имеют больший радиус, меньшее зна­чение электроотрицательности, поэтому проявляют выраженные восстановительные свойства, образуя со­единения со степенями окисления +2, +4, +6. По от­ношению к менее отрицательным элементам (водород, металлы) сера проявляет окислительные свойства и приобретает степень окисления -2 .

Сера — простое вещество

Для серы, как и для кисло­рода, характерна аллотропия. Известно много модификаций серы с циклическим или ли­нейным строением молекул различного состава.

Наиболее устойчива мо­дификация, известная под названием ромбической се­ры, состоящая из молекул S 8 . Ее кристаллы имеют вид октаэдров со срезанными углами. Они окрашены в лимонно-желтый цвет и полупрозрачны, тем­пература плавления 112,8 °С. В эту модификацию при комнатной температуре превращаются все другие модификации. При кристаллизации из расплава сначала получается моноклинная сера (игольчатые кристаллы, температура плавления 119,3 °С), которая затем переходит в ромбиче­скую. При нагревании кусочков серы в пробирке она плавится, превращаясь в жидкость желтого цвета. При температуре около 160 °С жидкая се­ра начинает темнеть, становится густой и вязкой, не выливается из пробирки, при дальнейшем на­гревании превращается в легкоподвижную жид­кость, но сохраняет прежний темно-коричневый цвет. Если ее вылить в холодную воду, она за­стывает в виде прозрачной резинообразной мас­сы. Это пластическая сера. Ее можно получить и в виде нитей. Через несколько дней она также превращается в ромбическую серу.

Сера не растворяется в воде. Кристаллы серы в воде тонут, а вот порошок плавает на поверхно­сти воды, т. к. мелкие кристаллики серы водой не смачиваются и поддерживаются на плаву мелкими пузырьками воздуха. Это процесс флотации. Сера малорастворима в этиловом спирте и диэтиловом эфире, хорошо растворяется в сероуглероде.

При обычных условиях сера реагирует со всеми щелочными и щелочноземельными металлами, ме­дью, ртутью, серебром , например:

Эта реакция лежит в основе удаления и обезвре­живания разлитой ртути, например, из разбитого термометра. Видимые капли ртути можно собрать на лист бумаги или на медную пластику. Ту ртуть, которая попала в щели, нужно засыпать порошком серы. Такой процесс называется демеркуризацией.

При нагревании сера реагирует и с другими ме­таллами (Zn, Al, Fe), и только золото не взаимодей­ствует с ней ни при каких условиях. Окислительные свойства сера проявляет и с во­дородом, с которым реагирует при нагревании:

Из неметаллов с серой не реагирует только азот, иод и благородные газы. Сера горит синеватым пламенем, образуя оксид серы (IV):

Это соединение широко известно под названием сернистый газ.

Химические свойства серы в таблицах

Сера относится к весьма распространенным элементам: земная кора содержит 4,7·10-2 % серы по массе (15-е место среди других элементов), а Земля в целом – много больше (0,7 %). Главная масса серы находится в глубинах земли, в ее мантии-слое, расположенном между земной корой и ядром Земли. Здесь, на глубине примерно 1200-3000 км залегает мощный слой сульфидов и окислов металлов. В земной коре сера встречается как в свободном состоянии (самородная), так и, главным образом, в виде соединений сульфидов и сульфатов. Из сульфидов в земной коре наиболее распространены пирит FeS2, халькопирит FeCuS2, свинцовый блеск (галенит) PbS, цинковая обманка (сфалерит) ZnS. Большие количества серы встречаются в земной коре в виде труднорастворимых сульфатов – гипса CaSO4·2H2O, барита BaSO4, в морской воде распространены сульфаты магния, натрия и калия.

Интересно, что в древние времена геологической истории Земли (около 800 млн. лет назад) сульфатов в природе не было. Они образовались как продукты окисления сульфидов, когда в результате жизнедеятельности растений возникла кислородная атмосфера. В вулканических газах обнаруживают сероводород H2S и сернистый ангидрид SO2. поэтому самородная сера, встречающаяся в районах, близких к действующим вулканам (Сицилия, Япония) могла образоваться при взаимодействии этих двух газов:

2H 2 S + SO 2 =3S + 2H 2 O.

Другие залежи самородной серы связаны с жизнедеятельностью микроорганизмов.

Микроорганизмы участвуют во многих химических процессах, которые в целом составляют круговорот серы в природе. При их содействии сульфиды окисляются до сульфатов, сульфаты поглощаются живыми организмами, где сера восстанавливается и входит в состав белков и других жизненно важных веществ. При гниении отмерших остатков организмов белки разрушаются, и выделяется сероводород, который далее окисляется либо до элементарной серы (так и образуются залежи серы), либо до сульфатов. Интересно, что бактерии и водоросли, окисляющие сероводород до серы собирают ее в своих клетках. Клетки таких микроорганизмов могут на 95% состоять из чистой серы.

Установить происхождение серы можно по наличию в ней ее аналога – селена: если в самородной сере встречается селен, то сера вулканического происхождения, если нет – биогенного, так как микроорганизмы избегают включать селен в свой жизненный цикл, также биогенная сера содержит больше изотопа 32S, чем более тяжелого 34S.

Биологическое значение серы

Жизненно важный химический элемент. Она входит в состав белков - одних из основных химических компонентов клеток всех живых орга­низмов. Особенно много серы в белках волос, рогов, шерсти. Кроме этого, сера является составной ча­стью биологически активных веществ организма: витаминов и гормонов (например, инсулина). Сера участвует в окислительно-восстановитель­ных процессах организма. При недостатке серы в организме наблюдается хрупкость и ломкость костей и выпадение волос.

Серой богаты бобовые растения (горох, чечеви­ца), овсяные хлопья, яйца.

Применение серы

Сера используется в производстве спичек и бу­маги, резины и красок, взрывчатых веществ и ле­карств, пластмассы и косметических препаратов. В сельском хозяйстве ее используют для борьбы с вредителями растений. Однако основной потребитель серы - химиче­ская промышленность. Около половины добыва­емой в мире серы идет на производство серной кислоты.

Азот

Азот (N) - первый предста­витель главной подгруппы V группы Периодической системы. Его атомы содержат на внешнем энергетическом уровне пять электронов, из кото­рых три электрона неспаренные. Отсюда следует, что атомы этих элементов могут присоединять три электрона, завершая внешний энергетический уровень.

Атомы азота могут отдавать свои внешние элек­троны более электроотрицательным элементам (фтору, кислороду) и приобретать при этом степе­ни окисления +3 и +5. Атомы азота проявляют восстановительные свойства и в степенях окисле­ния +1, +2, +4.

В свободном состоянии азот существует в воде двухатомной молекулы N 2 . В этой молекуле два атома N связаны очень прочной тройной ковалент­ной связью, эти связи можно обозначить так:

Азот - бесцветный газ без запаха и вкуса.

При обычных условиях азот взаимодействует только с литием, образуя нитрид Li 3 N :

С другими металлами он взаимодействует толь­ко при высоких температурах.

Также при высоких температурах и давлении в присутствии катализатора азот реагирует с водо­родом, образуя аммиак:

При температуре электрической дуги он соеди­няется с кислородом, образуя оксид азота (II):

Химические свойства азота в таблицах

Применение азота

Азот, полученный перегонкой жидкого воздуха, в промышленности применяют для синтеза аммиака и производства азотной кислоты. В медицине чистый азот применяется в качестве инертной среды для ле­чения туберкулеза легких, а жидкий азот - при лечении заболеваний позвоночника, суставов и др.

Фосфор

Химический элемент фосфор образует несколь­ко аллотропных модификаций. Две из них - про­стые вещества: белый фосфор и красный фосфор. Белый фосфор имеет молекулярную кристал­лическую решетку, состоящую из молекул Р 4 . Нерастворимы в воде, хорошо растворяются в се­роуглероде. На воздухе легко окисляется, а в по­рошкообразном состоянии даже воспламеняется. Белый фосфор очень ядовит. Особым свойством является способность светиться в темноте вследствие окисления. Хранят его под водой.Красный фосфор представляет собой темно-ма­линовый порошок. Не растворяется ни в воде, ни в сероуглероде. На воздухе окисляется медленно и не самовоспламеняется. Неядовит и не светит­ся в темноте. При нагревании красного фосфора в пробирке он превращается в белый фосфор (кон­центрированные пары).

Химические свойства красного и белого фосфо­ра близки, но белый фосфор более химически ак­тивен. Так, оба они взаимодействуют с металлами, образуя фосфиды:

Белый фосфор самовоспламеняется на воздухе, а красный горит при поджигании. В обоих случа­ях образуется оксид фосфора (V), выделяющийся в виде густого белого дыма:

C водородом фосфор непосредственно не реаги­рует, фосфин РН 3 можно получить косвенно, на­пример, из фосфидов:

Фосфин - очень ядовитый газ с неприятным запахом. Легко воспламеняется на воздухе. Это свойство фосфина и объясняет появление болот­ных блуждающих огней.

Химические свойства фосфор в таблицах

Применение фосфора

Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности. Красный фосфор применяют в производстве спичек. Его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробки. При трении спичечной головки, в состав которой входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.

Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.

Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор, потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).

Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, взрывчатых веществ, зажигательных составов, различных типов топлива, а также противозадирных смазочных материалов, в качестве газопоглотителя в производстве ламп накаливания.

Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, аммофоски и др.

Фосфаты широко используются:

• в качестве комплексообразователей (средства для умягчения воды),
• в составе пассиваторов поверхности металлов (защита от коррозии, например, т. н. состав «мажеф»).

Способность фосфатов формировать прочную трёхмерную полимерную сетку используется для изготовления фосфатных и алюмофосфатных связок.

Углерод

Углерод (С) - первый элемент главной подгруппы VI группы Периодической системы. Его ато­мы содержат на внешнем уровне 4 электрона, поэтому они могут принимать четыре электрона, приобретая при этом степень окисле­ния -4 , т. е. проявлять окислительные свойства и отдавать свои электроны более электроотрица­тельным элементам, т. е. проявлять восстанови­тельные свойства, приобретая при этом степень окисления +4.

Углерод — простое вещество

Углерод образует алло­тропные модификации алмаз и графит . Алмаз - прозрачное кри­сталлическое вещество, самое твердое из всех природных веществ. Он служит эталоном твердости, которая по десятибалльной системе оценивается высшим баллом 10. Такая твердость алмаза обусловлена особой структурой его атомной кристаллической решети. В ней каждый атом углерода окружен та­кими же атомами, расположенными в вершинах правильного тетраэдра.

Кристаллы алмаза обычно бесцветные, но бы­вают синего, голубого, красного и черного цветов. Они имеют очень сильный блеск благодаря высокой светопреломляющей и светоотражающей способ­ности. А благодаря исключительно высокой твер­дости, они применяются для изготовления буров, сверл, шлифовальных инструментов, резки стекла.

Крупнейшие месторождения алмазов находятся в Южной Африке, а в России их добывают в Якутии.

Графит - темно-серое, жирное на ощупь кри­сталлическое вещество с металлическим блеском. В отличие от алмаза графит мягкий (оставляет след на бумаге) и непрозрачный, хорошо проводит тепло и электрический ток. Мягкость графита обуслов­лена слоистой структурой. В кристаллической ре­шетке графита атомы углерода, лежащие в одной плоскости, прочно связаны в правильные шести­угольники. Связи между слоями малопрочны. Он очень тугоплавок. Из графита изготовляют электроды, твердые смазки, замедлители нейтронов в ядерных реакто­рах, стержни для карандашей. При высоких тем­пературах и давлении из графита получают искус­ственные алмазы, которые широко применяются в технике.

Сходное с графитом строение имеют сажа и дре­весный уголь. Древесный уголь получают при су­хой перегонке древесины. Этот уголь благодаря своей пористой поверхности обладает замечатель­ной способностью поглощать газы и растворенные вещества. Это свойство называется адсорбцией. Чем больше пористость древесного угля, тем эффектив­нее адсорбция. Чтобы увеличить поглотительную способность, древесный уголь обрабатывают горя­чим водяным паром. Обработанный таким способом уголь называют активированным или активным. В аптеках его продают в виде черных таблеток кар­болена.

Химические свойства углерода

Алмаз и графит соединяются с кислородом при очень высокой температуре. Сажа и уголь взаи­модействуют с кислородом гораздо легче, сгорая в нем. Но в любом случае результат такого взаимо­действия один - образуется углекислый газ:

С металлами углерод при нагревании образует карбиды :

Карбид алюминия - светло-желтые прозрачные кристаллы. Известен карбид кальция СаС 2 в виде кусков серого цвета. Его применяют газосварщики для получения ацетилена:

Ацетилен используют для резки и сварки ме­таллов, сжигая его с помощью кислорода в специ­альных горелках.

Если водой подействовать на карбид алюминия, то получится другой газ - метан СН 4 :

Кремний

Кремний (Si) - второй эле­мент главной подгруппы IV груп­пы периодической системы. В природе кремний - вто­рой по распространенности по­сле кислорода химический элемент. Земная кора более чем на четверть состоит из его соединений. Наиболее распространенным соединением крем­ния является его диоксид SiO 2 - кремнезем. В природе он образует минерал кварц и многие разновидности, такие как горный хрусталь и его знаменитая лиловая форма - аметист, а также агат, опал, яшма, халцедон, сердолик. Диоксид кремния - это также обычный и кварцевый пе­сок. Второй тип природных соединений кремния - это силикаты. Среди них наиболее распространены алюмосиликаты - гранит, различные виды глин, слюды. Силикатом, не содержащим алюминий, яв­ляется, например, асбест. Оксид кремния необходим для жизни растений и животных. Он придает прочность стеблям расте­ний и защитным покровам животных. Кремний придает гладкость и прочность костям человека. Кремний входит в состав низших живых орга­низмов - диатомовых водорослей и радиолярий.

Химические свойства кремния

Кремний горит в кислороде, образуя диоксид кремния или оксид кремния (IV):

Будучи неметаллом, при нагревании он соеди­няется с металлами с образованием силицидов:

Силициды легко разлагаются водой или кисло­тами, при этом выделяется газообразное водород­ное соединение кремния - силан:

4HCl + Mg 2 Si → SiH 4 + 2MgCl 2

В отличие от углеводородов силан на воздухе самовоспламеняется и сгорает с образованием ди­оксида кремния и воды:

Повышенная реакционная способность силана по сравнению с метаном СН 4 объясняется тем, что у кремния больший размер атома, чем у углерода, поэтому химические связи Si-H слабее связей С-Н.

Кремний взаимодействует с концентрированны­ми водными растворами щелочи, образуя силикаты и водород:

Кремний получают, восстанавливая его из диок­сида магнием или углеродом:

Оксид кремния (IV), или диоксид кремния, или кремнезём SiO 2 , как и СО 2 , является кислотным оксидом. Однако, в отличие от СО 2 , имеет не моле­кулярную, а атомную кристаллическую решетку. Поэтому SiO 2 - твердое и тугоплавкое вещество. Он не растворяется в воде и кислотах, кроме плави­ковой, но взаимодействует при высоких температу­рах со щелочами с образованием солей кремниевой кислоты - силикатов:

Силикаты можно получить также сплавлением диоксида кремния с оксидами металлов или с кар­бонатами:

Силикаты натрия и калия называют раствори­мым стеклом. Их водные растворы - это хорошо известный силикатный клей. Из растворов силикатов действием на них бо­лее сильных кислот - соляной, серной, уксусной и даже угольной - получается кремниевая кислота H 2 SiO 3 :

Следовательно, H 2 SiO 3 - очень слабая кисло­та . Она нерастворима в воде и выпадает из реак­ционной смеси в виде студенистого осадка, иногда заполняющего компактно весь объем раствора, превращая его в полутвердую массу, похожую на студень, желе. При высыхании этой массы обра­зуется высокопористое вещество - силикагель, широко применяемый в качестве адсорбента - по­глотителя других веществ.

Справочный материал для прохождения тестирования:

Таблица Менделеева

Таблица растворимости