44	Все для школьника

Fe(OH)2 легко окисляется кислородом воздуха, переходя в гидроксид железа(III) Fe(OH)3 (бурый): 4Fe(OH)2 + О2 + 2Н2О → 4Fe(OH)3..

Гидроксид железа(III) Fe(OH)3 образуется в виде красно-бурого осадка при действии щелочей на соли железа(III):

FeCl3 + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaCl

или в ионном виде Fe3+ + 3OH– → Fe(OH)3↓

Гидроксид железа(ІІІ) Fe(OH)3 имеет слабо выраженную амфотерность: он растворяется в разбавленных кислотах и концентрированных растворах щелочей:

Fe(OH)3 + 3HCl → FeCl3 + 3H2O

Fe(OH)3 + 3KOH → K3[Fe(OH)6]

Fe(OH)3 + 3H+ → Fe3+ + 3H2O

Fe(OH)3 + 3OH → [Fe(OH)6]3–

Соли железа(II) обладают восстановительными свойствами, а соли железа(III) — окислительными:

10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Fe(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O Fe2(SO4)3 + Fe → 3FeSO4

Качественные реакции на ионы Fe2+ и Fe3+:

3FeCl2	+ 2K3[Fe(CN)6] → Fe3[Fe(CN)6]2↓ + 6KCl
красная		турнбулева
кровяная		синь
соль
4FeCl3	+ 3K4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3↓ + 12KCl
		желтая кровяная	берлинская
		соль	лазурь

Общие сведения о неметаллах

К неметаллам относятся элементы, у атомов которых на последнем энергетическом уровне от 4 до 8 электронов.. Это р-элементы.. В периодической системе химических элементов Д.. И.. Менделеева 22 неметалла, и они находятся в конце периодов.. Для завершения внешних уровней атомы неметаллов присоединяют электроны.. В этом случае они являются окислителями..

В периоде способность присоединять электроны возрастает слева направо, в группе — снизу вверх.. Наиболее ярко она выражена у атомов фтора..

Взаимодействия с металлами, типичные неметаллы образуют соединения с ионным типом связи, примерами которых могут быть хлорид натрия NaCl, оксид кальция CaO, сульфид калия K2S.. При определённых условиях неметаллы реагируют между собой, при этом образуются соединения с ковалентными связями (полярными и неполярными).. Примерами первых являются вода H2O, хлороводород HCl, аммиак NH3, вторых — кислород O2, водород H2..

С водородом неметаллы образуют летучие водородные соединения типа RH4 (для элементов главной подгруппы IV группы), RH3 (для элементов

Химия

45

главной подгруппы V группы), H2R (для элементов главной подгруппы VI группы), HR (для элементов главной подгруппы VII группы)..

С кислородом неметаллы образуют оксиды.. В одних из них они проявляют максимальную валентность, которая равна номеру группы (например,

VI	V	IV	III
S	О3, N2	О5), в других — низшую (например, S	О2, N2	О3).. Кислотным ок-

сидам соответствуют кислоты.. Из двух кислородосодержащих кислот, образованных одним и тем же неметаллом, сильнее будет та, в которой неметалл имеет максимальную валентность.. Например, HNO3 сильнее, чем

HNO2; H2SO4 сильнее, чем H2SO3..

При нормальных условиях такие неметаллы, как H2, F2, Cl2, N2, O2, газы, Br2 — жидкость, а остальные — твёрдые вещества..

Водород и его соединения

H1s1

+1		I	H• + •H		•
		↑ H•, H
	1				H •H; H–H;
		1s1

Степень окисления +1: H+2 , H+Cl, H+NO3, степень окисления –1: NaH–, CaH2–

H2 — водород, простое вещество..

При одних условиях водород проявляет металлические свойства (отдаёт электрон), при других — неметаллические (принимает электрон).. Однако по свойствам он более схож с галогенами, чем со щелочными металлами.. Поэтому водород размещают в VII и I группах ПСХЭ..

Входит в состав воды, органических соединений, в свободном состоянии содержится в некоторых природных газах.. Составляет половину массы Солнца, на Земле ω%(Н) = 1%..

Распространение в природе

	В лабораторных условиях: Zn + 2HCl	→ZnCl2	+ H2↑
				Получение
	эл. ток
	2H2O → 2H2↑ + O2↑
	t °
	Mg + H2O → MgO + H2↑
	1000°C
	В промышленности С + Н2О → СО + Н2↑ конверсия угля

СО + Н2О					1000°C	СО2 + Н2↑
				→
					Fe2O3
СН		+ 2Н		О	1300°C		СО + 4Н ↑ конверсия метана водяным паром
	4		2		→
					Ni		2	2
СН		350°C
	4	→ С + 2Н					2
		Ni
СН + СО					100°C
			2	→ 2СО + 2Н ↑ конверсия метана диоксидом углерода
	4						2

46

Все для школьника

Газ без цвета, вкуса и запаха, в 14,5 раз легче воздуха,

Физические

малорастворим в воде, t ° кип.. = –253 °С.. Имеет изото-

свойства

пы — протий (1H), дейтерий ( 2D), тритий ( 3 T)..

1

1

1

реагирует с неметаллами

Химические

1)

2Н

+ О

t °

2Н

О

свойства

2

2

→

hν

2

Н2

+ Cl2

2HCl гидргенхлорид, хлороводород

→

H2

t °

2)

+ S → H2S гидросульфид, сероводород

реагирует с металлами

2Na + H

t °

2NaH гидрид натрия

2

→

t °

Ca + H2

гидрид кальция

3)

→ CaH2

восстанавливает металлы из их оксидов

CuO + H

t °

Cu + H

O

2

→

2

Сырьё для получения аммиака, органических ве- Применение ществ, как экологически чистое топливо; как восстано-

витель в металлургии..

Вода и ее свойства

Вода — одно из наиболее распространённых и важных

Oвеществ на Земле.. Её объём превышает 1,4 млрд.. км3.. По

		105°		физическим свойствам это прозрачное вещество без цве-
				та и запаха, замерзает при 0 °С, а кипит при 100 °С..
	H	+	H
				Молекула воды имеет угловую форму и является
				диполем.. Благодаря полярности молекул воды элек-

тролиты в ней диссоциируют на ионы.. Образует водородные связи H–O…H–O…H–O… ; этим объясняются аномалии её физических свойств:

H H H

максимальная плотность при 4 °С, высокие температуры плавления и кипения, наибольшая теплоёмкость..

	Химические	1) реагирует со щелочными и щелочно-земельными
		металлами:
	свойства
		2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

2)реагирует с гидридами металлов KH + H2O → KOH + H2↑

3)реагирует с оксидами щелочных и щелочно-земельных металлов

CaO + H2O → Ca(OH)2

4)реагирует с кислотными оксидами SO3 + H2O → H2SO4

5)образует кристаллогидраты Na2CO3 + 10H2O → Na2CO3 · 10H2O CuSO4 + 5H2O → CuSO4 · 5H2O

6)реагирует с органическими веществами

C	H		+ H	O	t		O	(реакция Кучерова)
		2			→ CH		–C
2			2		Hg2+	3
ацетилен						этаналь H

	Химия								47
		t °C
	C2H4 + H2O	→		C2H5OH	(реакция гидратации)
		H PO	4
	этен	3		этанол
	O			t		O			(гидролиз
	CH3–C	+ H2O			CH3–C	+ C2H5OH
				→					сложных
	О–C2H5			OH–		ОH
							этиловый		эфиров)
	этилацетат				уксусная к-та
							спирт
	Сырьё для получения водорода и кислорода; среда
									Применение
	для проведения ионных реакций; как теплообменник
	при нагревании и охлаждении..

Подгруппа галогенов (главная подгруппа VII группы)

	Кол-во e	Строение
	на внешн.	внешн.
	уровне	уровня
Флуор F	7	…2s22p5
Хлор Cl	7	…3s23p5
Бром Br	7	…4s24p5
Йод I	7	…5s25p5
Астат At	7	…6s26p5
	неметаллы

атомный радиус увеличивается; неметаллические свойства, электроотрицательность, окислительная активность уменьшается

Формула Агрегатное t ° кип, °С Соедине-

простого состояние ния вещества

F2	газ, светло-	–188	HF	увеличивается
	зеленый
Cl2	газ желто-	–34	HCl
	зеленый
Br2	жидкость	59	HBr
	красно-ко-
	ричневая			кислот
I2	кристал-	184	HJ
	лы темно-
	фиол..			сила
At2	тверд..	299

Стремясь завершить внешний уровень, все галогены присоединяют по одному электрону, проявляя степень окисления –1.. Эту степень окисления галогены проявляют в соединениях с водородом и металлами (HCl, NaCl).. Однако атомы галогенов, кроме фтора, могут проявлять и положительные степени окисления: +1, +3, +5, +7..

Хлор и его свойства

Cl 1s22s22p63s23p5

+17

	2 8 7			↑↑	↑↑	↑
		.....	↑↑				••••
				2 3p5
			3s				•Cl
							••

••
•	•
•Cl
••

•••

+ • ••Cl•

••	•	••
•		•	,
•Cl	•	Cl•
••		••

Cl–Cl, Cl2

В свободном состоянии хлор встречается только Распространение в вулканических газах.. Чаще всего, он встречается в при- в природе роде в виде хлоридов натрия, калия, магния..