Неметали — урок по химия

1. Неметалите в периодичната система

Неметалите са в горния десен ъгъл на – над диагонала B–Si–As–Te, където са полуметалите. Те са малко (около двадесет елемента, ако броим и благородните газове), но изграждат въздуха, водата, скалите и живите организми. Водородът е неметал, макар да стои в група 1. Повече за мястото на елементите в таблицата – в урока Атоми, изотопи и периодичната система.

О

Общи свойства на неметалите

Атомите на неметалите имат много електрони на външния слой (4–8) и висока електроотрицателност. В реакции с метали те приемат електрони и образуват аниони (

\mathrm{Cl^-}

,

\mathrm{O^{2-}}

,

\mathrm{S^{2-}}

) – държат се като окислители. Помежду си се свързват с ковалентни връзки. Простите им вещества не провеждат ток (с изключение на графита), нямат метален блясък и при стайна температура често са газове.

Колкото по-голяма е , толкова по-силен е неметалът. Флуорът (3,98) е най-силният – той само приема електрони. Кислородът (3,44) и хлорът (3,16) също са силни окислители. Сярата, въглеродът, фосфорът и водородът могат да бъдат и окислители, и : в $\mathrm{SO_2}$ сярата е отдала електрони на кислорода, а в $\mathrm{H_2S}$ – е приела от водорода.

При стайна температура единадесет неметала са газове ( $\mathrm{H_2}$ , $\mathrm{N_2}$ , $\mathrm{O_2}$ , $\mathrm{F_2}$ , $\mathrm{Cl_2}$ и шестте благородни газа), бромът е течност, а въглеродът, фосфорът, сярата, селенът и йодът са твърди вещества.

2. Водород

Водородът е най-лекият газ – около 14,5 пъти по-лек от въздуха. Без цвят и мирис е и почти не се разтваря във вода. Гори с бледосин пламък до вода, а смес от два обема водород и един обем кислород („гърмящ газ“) избухва при запалване:

\mathrm{2H_2 + O_2 \to 2H_2O}

С активните метали водородът е окислител ( $\mathrm{2Na + H_2 \to 2NaH}$ , хидрид с $\mathrm{H^-}$ ), но най-често е редуктор: отнема кислорода от металните , например $\mathrm{CuO + H_2 \to Cu + H_2O}$ . В лабораторията се получава от цинк и разредена , а в промишлеността – най-вече от природен газ и водна пара:

\mathrm{CH_4 + H_2O \xrightarrow{t,\ Ni} CO + 3H_2}

Пример

Колко кубични метра водород се получават от 100 m³ метан по горното уравнение? (Обемите са при еднакви условия.)

Обемите на газовете се отнасят като коефициентите: на 1 обем метан – 3 обема водород.
$V(\mathrm{H_2}) = 3 \cdot 100 = 300\ \mathrm{m^3}$

3. Халогени

(група 17) имат по 7 външни електрона и лесно приемат още един. Простите им вещества са двуатомни молекули: флуорът е бледожълт газ, хлорът – жълтозелен газ, бромът – червенокафява течност, а йодът – тъмновиолетови кристали, които при нагряване направо се превръщат в лилави пари (сублимират). Всички са отровни.

Т

Ред на активност на халогените

Окислителната сила на халогените намалява надолу в групата:

\mathrm{F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2}

. По-активният халоген измества по-слабия от разтворите на неговите соли:

\mathrm{Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2}

,

\mathrm{Br_2 + 2KI \to 2KBr + I_2}

. Обратното не става.

Причината е в размера на атома: надолу в групата външният слой е по-далеч от ядрото и новият електрон се привлича по-слабо. Това е пряко свързано с електродните потенциали: за $\mathrm{Cl_2/Cl^-}$ той е $+1{,}36\ \mathrm{V}$ , за $\mathrm{I_2/I^-}$ – само $+0{,}54\ \mathrm{V}$ .

E°(Cl₂/Cl⁻) =1,36 VE°(Br₂/Br⁻) =1,09 V

Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂. Cl₂ е по-силен окислител и „взима“ електроните на Br⁻. Водата става жълтооранжева, а хексанът извлича Br₂ и е оранжевочервен.

💡 Хексанът не се смесва с водата и е по-лек от нея, затова е отгоре. Халогените се разтварят в него по-добре, отколкото във вода, и цветът се вижда ясно – така се различава бромът от йода. По-нагоре в групата халогенът е по-силен окислител: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Цветовете на рисунката са приблизителни.

Хлороводородът $\mathrm{HCl}$ е газ, който се разтваря много добре във вода и дава солна киселина. Такава киселина има и в стомашния сок. Хлорът обеззаразява водата: с нея той образува хипохлориста киселина $\mathrm{HClO}$ , която убива микробите ( $\mathrm{Cl_2 + H_2O \rightleftharpoons HCl + HClO}$ ).

Пример

Колко грама бром се отделят, ако през разтвор на калиев бромид се пропуснат 1,12 L хлор (н.у.)?

$n(\mathrm{Cl_2}) = \frac{1{,}12}{22{,}4} = 0{,}05\ \mathrm{mol}$
По уравнението $\mathrm{Cl_2 + 2KBr \to 2KCl + Br_2}$ : $n(\mathrm{Br_2}) = 0{,}05\ \mathrm{mol}$
$m = 0{,}05 \cdot 160 = 8\ \mathrm{g}$

4. Кислород, озон и алотропия

Кислородът е най-разпространеният елемент в земната кора и около 21% от обема на въздуха. Поддържа горенето и дишането. С почти всички елементи образува оксиди. Но кислородът съществува и като друго – озон.

О

Алотропия

Алотропията е съществуването на един химичен елемент като няколко прости вещества с различен строеж и свойства. Тези вещества са алотропни форми (модификации) на елемента. Например кислородът

\mathrm{O_2}

и озонът

\mathrm{O_3}

, диамантът и графитът, белият и червеният фосфор.

Озонът се образува от кислорода при електрични разряди (мирисът след гръмотевична буря) и под действие на ултравиолетова светлина: $\mathrm{3O_2 \to 2O_3}$ . Високо в атмосферата, приблизително на 15–35 km височина, той образува озоновия слой, който поглъща голяма част от опасното ултравиолетово лъчение на Слънцето. Близо до земята обаче озонът е замърсител – дразни дробовете.

Алотропна форма	Строеж	Свойства
диамант	всеки атом C е свързан с 4 други в тетраедрична пространствена мрежа	най-твърдото природно вещество, не провежда ток, $\rho \approx 3{,}5\ \mathrm{g/cm^3}$
графит	слоеве от шестоъгълници, слабо свързани помежду си	мек (оставя следа – молив), провежда ток, $\rho \approx 2{,}2\ \mathrm{g/cm^3}$
фулерен $\mathrm{C_{60}}$	молекула от 60 атома с форма на футболна топка	открит през 1985 г.; разтваря се в някои органични разтворители
кислород $\mathrm{O_2}$	двуатомни молекули	без цвят и мирис, кипи при $-183\ ^\circ\mathrm{C}$
озон $\mathrm{O_3}$	триатомни молекули	синкав газ с остра миризма, кипи при $-112\ ^\circ\mathrm{C}$ , много по-силен окислител
бял фосфор $\mathrm{P_4}$	отделни тетраедрични молекули	свети в тъмното, самозапалва се на въздуха, пази се под вода, силно отровен
червен фосфор	дълги вериги (полимер)	устойчив, неотровен; намазан е отстрани на кибритената кутийка

5. Сяра и сярна киселина

Сярата е жълто твърдо вещество от молекули $\mathrm{S_8}$ . Гори със син пламък до серен диоксид $\mathrm{SO_2}$ – газ с остра задушлива миризма, причина за . Сероводородът $\mathrm{H_2S}$ мирише на развалени яйца и е отровен.

Сярната киселина е най-произвежданото химично вещество в света – от нея се правят торове, бои, перилни препарати и акумулатори. Получава се по контактния метод:

Т

Контактен метод за сярна киселина

1) Изгаряне на сяра или пирит:

\mathrm{S + O_2 \to SO_2}

. 2) Каталитично окисление при около

450\ ^\circ\mathrm{C}

с катализатор

\mathrm{V_2O_5}

:

\mathrm{2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3}

. 3) Абсорбция:

\mathrm{SO_3}

се поглъща от концентрирана

\mathrm{H_2SO_4}

(а не от вода, защото с нея образува гъста мъгла) и полученият олеум се разрежда до нужната концентрация.

Вторият етап е обратима – условията ѝ са подбрани по (виж Химично равновесие), а я ускорява.

Концентрираната сярна киселина (около 98%, плътност 1,84 g/cm³) е опасна. Тя е силно водоотнемащо вещество: овъглява захарта ( $\mathrm{C_{12}H_{22}O_{11} \to 12C + 11H_2O}$ ), хартията и кожата. Тя е и окислител – реагира дори с медта, като се отделя $\mathrm{SO_2}$ , а не водород:

\mathrm{Cu + 2H_2SO_4\,\text{(конц.)} \to CuSO_4 + SO_2 + 2H_2O}

Желязото и алуминият на студено се покриват със защитен слой и не реагират с нея ( се) – затова концентрираната киселина се превозва в стоманени цистерни. При разреждане се отделя много топлина, затова правилото е: киселината се налива във водата на тънка струя, а не обратното.

Пример

Колко грама вода трябва да се добавят към 100 g 98% сярна киселина, за да се получи 20% разтвор?

Масата на киселината не се променя: $m(\mathrm{H_2SO_4}) = 98\ \mathrm{g}$
$m_{\text{разтвор}} = \frac{98}{0{,}20} = 490\ \mathrm{g}$
Вода: $490 - 100 = 390\ \mathrm{g}$ – и киселината се налива в тях, не обратното.

6. Азот, фосфор и торовете

Азотът е 78% от обема на въздуха, но е много инертен: двата атома в $\mathrm{N_2}$ са свързани с тройна връзка с енергия около 945 kJ/mol. Затова растенията не могат да го използват пряко. Синтезът на амоняк $\mathrm{N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3}$ по разгледахме в урока Химично равновесие. От амоняка пък се получава азотната киселина:

Т

Метод на Оствалд за азотна киселина

1) Каталитично окисление на амоняка върху мрежа от платина и родий при около

900\ ^\circ\mathrm{C}

:

\mathrm{4NH_3 + 5O_2 \to 4NO + 6H_2O}

. 2) Окисление с въздух:

\mathrm{2NO + O_2 \to 2NO_2}

. 3) Поглъщане във вода в присъствие на кислород:

\mathrm{4NO_2 + O_2 + 2H_2O \to 4HNO_3}

. От всеки мол

\mathrm{NH_3}

се получава (теоретично) мол

\mathrm{HNO_3}

.

1. S + O₂ → SO₂ или 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
2. 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃
3. SO₃ + H₂SO₄ → H₂S₂O₇; H₂S₂O₇ + H₂O → 2H₂SO₄

S, t1η1, %98η2, %96η3, %99

теоретично H₂SO₄:3,06 tполучено:2,85 tобщ добив:93,14%

Общият добив е произведение от добивите на етапите: 0,98 · 0,96 · 0,99 = 0,93. От мол S се получава 1 мол H₂SO₄ – колкото атома сяра.

💡 Масите са в тонове, но отношенията са същите като в грамове: тонът е хиляда килограма, а киломолът – хиляда мола. В съвременните заводи добивът на всеки етап обикновено е над 90%, а непревърнатият газ се връща обратно в процеса.

Азотната киселина е силен окислител. С металите тя обикновено не отделя водород, а азотни оксиди: концентрираната дава кафявия $\ \mathrm{NO_2}$ , разредената – безцветния $\mathrm{NO}$ :

\mathrm{Cu + 4HNO_3\,\text{(конц.)} \to Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O}

Фосфорът е в костите и зъбите (калциев фосфат), в ДНК и в – молекулата, която пренася енергия в клетката. Растенията се нуждаят най-много от три елемента – азот, фосфор и калий (торовете NPK). Азотни торове са амониевата селитра $\mathrm{NH_4NO_3}$ и $\mathrm{CO(NH_2)_2}$ , а фосфорен – суперфосфатът (основно $\mathrm{Ca(H_2PO_4)_2}$ ).

Пример

Кой тор съдържа повече азот по маса – амониевата селитра $\mathrm{NH_4NO_3}$ или карбамидът $\mathrm{CO(NH_2)_2}$ ?

$\omega(\mathrm{N})$ в селитрата: $\frac{28}{80} = 35\%$
В карбамида: $\frac{28}{60} \approx 46{,}7\%$
Карбамидът е по-богат на азот – затова е най-използваният азотен тор в света.

7. Въглерод и силиций

Въглеродът има най-много алотропни форми – диамант, графит, фулерени, графен (един слой графит, получен за първи път през 2004 г.). Неговите съединения са предмет на цялата органична химия. От неорганичните най-важни са двата оксида:

въглероден оксид $\mathrm{CO}$ – отровен газ без цвят и мирис. Образува се при непълно изгаряне (лошо проветрена печка) и се свързва с над 200 пъти по-здраво от кислорода;
въглероден диоксид $\mathrm{CO_2}$ – продукт на пълното изгаряне и на дишането. По-тежък е от въздуха и не поддържа горенето. С вода дава слабата въглена киселина, а с – от $\mathrm{CaCO_3}$ .

Карбонатите (варовик, мрамор, креда – все $\mathrm{CaCO_3}$ ) реагират с киселините и отделят $\mathrm{CO_2}$ . Така се доказват – повече в урока Йонни реакции и качествен анализ.

Пример

Колко литра $\mathrm{CO_2}$ (н.у.) се отделят от 25 g варовик при действие на солна киселина?

$\mathrm{CaCO_3 + 2HCl \to}$ $\mathrm{CaCl_2 + H_2O + CO_2}$
$n = \frac{25}{100} = 0{,}25\ \mathrm{mol}$
$V = 0{,}25 \cdot 22{,}4 = 5{,}6\ \mathrm{L}$

Силицият е вторият по разпространение елемент в земната кора (около 28% от масата ѝ) след кислорода. Той е полуметал и полупроводник – от него се правят компютърните чипове и слънчевите батерии. Силициевият диоксид $\mathrm{SiO_2}$ е пясъкът и кварцът, а солите на силициевите киселини – силикатите – изграждат повечето скали, глината и стъклото. Обикновеното стъкло се получава, като се стопяват при около 1500 °C пясък, сода $\mathrm{Na_2CO_3}$ и варовик.

8. Благородни газове

(група 18) имат пълен външен слой и почти не реагират. Използват се точно затова: хелият пълни балони и охлажда свръхпроводящите магнити в медицинските скенери, неонът свети в червено в рекламните тръби, а аргонът (около 0,93% от въздуха) пази нажежената жичка на лампите и метала при заваряване. Дълго време са ги смятали за напълно инертни – до 1962 г. (виж интересния факт в края).

9. Получаване и събиране на газове в лабораторията

Как се събира газът, зависи от две неща: дали е по-лек или по-тежък от въздуха ( около 29 g/mol – виж Газове в химията) и дали се разтваря във вода.

Т

Правило за събиране на газове

Слабо разтворимите във вода газове (

\mathrm{H_2}

,

\mathrm{O_2}

,

\mathrm{N_2}

) се събират над вода. Газ с

M > 29\ \mathrm{g/mol}

се събира в съд с отвора нагоре, газ с

M < 29\ \mathrm{g/mol}

– в обърнат съд (с отвора надолу). Добре разтворимите газове (

\mathrm{NH_3}

,

\mathrm{HCl}

) не се събират над вода.

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

M =2 g/molD спрямо въздуха =0,07разтворимост:≈ 0,018 обема в 1 обем вода

Добре: водородът почти не се разтваря във вода и я изтиква от цилиндъра.

Как се доказва: поднесен към пламък, малко водород в епруветка изгърмява с характерен „лай“.

💡 Средната моларна маса на въздуха е около 29 g/mol. Газ с M > 29 е по-тежък и се събира в съд с отвора нагоре, газ с M < 29 – в обърнат съд. Над вода се събират само слабо разтворимите газове. Разтворимостите са приблизителни, при 20 °C и атмосферно налягане.

Газ	$M,\ \mathrm{g/mol}$	Събиране	Доказване
$\mathrm{H_2}$	$2$	над вода или в обърнат съд	изгърмява с „лай“ при пламък
$\mathrm{O_2}$	$32$	над вода или в съд с отвора нагоре	тлееща треска се разпалва
$\mathrm{CO_2}$	$44$	в съд с отвора нагоре	варната вода помътнява
$\mathrm{NH_3}$	$17$	в обърнат съд (не над вода!)	влажен червен лакмус посинява
$\mathrm{Cl_2}$	$71$	в съд с отвора нагоре, в камина	жълтозелен цвят, обезцветява влажен лакмус

10. Тренажор

Сярна киселина по контактния метод, обем на получен газ, изместване на халогените, на елемент и . Десетичните отговори въвеждай като 4,48.

✅ Решени: 0🔥 Серия: 0🏆 Рекорд: 0

D_{\mathrm{H_2}}(\mathrm{CO_{2}})

Каква е относителната плътност на газа спрямо водорода?

11. Неметалите около нас

Чиста вода, торове, стъкло, пожарогасители и озоновият слой – навсякъде има неметали.

0 / 6

🏊 Хлориране на вода

Водата в резервоар с обем 1000 m³ се обеззаразява с хлор в доза 2 mg на литър. Колко литра хлор (н.у.) са нужни?

⛏️ Сярна киселина от пирит

Руда съдържа 60% пирит $\mathrm{FeS_2}$ . Колко килограма $\mathrm{H_2SO_4}$ се получават от 1 тон руда, ако общият добив е 90%?

🌾 Тор за нивата

За нива от 2 ha са нужни по 120 kg азот на хектар. Колко килограма амониева селитра $\mathrm{NH_4NO_3}$ трябва да се внесат?

🌍 Колко е озонът

Ако целият озон над дадено място се събере в слой при нормални условия, дебелината му обикновено е около 3 mm. Колко молекули озон има над 1 cm² от повърхността? (Отговорът – в $10^{18}$ молекули.)

🧯 Пожарогасител с CO₂

Пожарогасител съдържа 5 kg въглероден диоксид. Какъв обем ще заеме газът при 20 °C и 101,3 kPa (в m³)?

🪟 Пясък за стъклото

Обикновеното прозоречно стъкло има приблизителен състав $\mathrm{Na_2O \cdot CaO \cdot 6SiO_2}$ . Колко килограма $\mathrm{SiO_2}$ (пясък) има в 1 тон такова стъкло?

Зелено – решена сам(а), жълто – с решението. Десетичните числа може да пишеш със запетая.

12. ⚠️ Чести грешки

Вода в киселината

✗ Наливам вода в концентрираната сярна киселина.

✓ Обратно: киселината – на тънка струя във водата, иначе водата кипва и пръска киселина.

Йодът измества хлора

✗ $\displaystyle \mathrm{I_2 + 2KCl \to 2KI + Cl_2}$

✓ Не протича: по-слабият окислител $\displaystyle \mathrm{I_2}$ не измества хлора. Обратната реакция $\displaystyle \mathrm{Cl_2 + 2KI}$ протича.

Диамантът и графитът

✗ Това са различни елементи.

✓ Това е един и същ елемент – въглерод; различни са строежът и свойствата (алотропия).

Амоняк над вода

✗ Събирам амоняка над вода.

✓ Амонякът се разтваря много добре във вода; събира се в обърнат съд, защото е по-лек от въздуха.

Доказване на CO₂

✗ Щом горящата треска гасне, газът е $\displaystyle \mathrm{CO_2}$ .

✓ И азотът гаси треската. Сигурното доказателство е помътняването на варната вода.

Метал + киселина = водород

✗ $\displaystyle \mathrm{Cu + 2H_2SO_4}$ (конц.) отделя $\displaystyle \mathrm{H_2}$ .

✓ Концентрираната $\displaystyle \mathrm{H_2SO_4}$ и $\displaystyle \mathrm{HNO_3}$ са окислители: отделят се $\displaystyle \mathrm{SO_2}$ , $\displaystyle \mathrm{NO_2}$ или $\displaystyle \mathrm{NO}$ .

13. 🎯 Бърз тест

1 / 9

✓ 0

Кой халоген измества брома от разтвор на калиев бромид?

Избери отговор (или натисни 1–4)

14. 📝 Задачи за упражнение

0 / 0

Ниво А· Областен кръг

Ниво В· Национален кръг

Ниво С· Международна олимпиада

15. Обобщение

✓ Неметалите са горе вдясно в таблицата; имат висока електроотрицателност и обикновено са окислители
✓ Окислителната сила на халогените намалява надолу: $\mathrm{F_2 > Cl_2 > Br_2 > I_2}$ ; по-активният измества по-слабия от солите му
✓ Алотропия – един елемент, няколко прости вещества: $\mathrm{O_2}$ и $\mathrm{O_3}$ , диамант и графит, бял и червен фосфор
✓ Сярна киселина – контактен метод ( $\mathrm{S \to SO_2 \to SO_3 \to H_2SO_4}$ , катализатор $\mathrm{V_2O_5}$ ); киселината се налива във водата
✓ Азотна киселина – метод на Оствалд ( $\mathrm{NH_3 \to NO \to NO_2 \to HNO_3}$ ); концентрираните $\mathrm{H_2SO_4}$ и $\mathrm{HNO_3}$ окисляват и медта
✓ Общият добив на многоетапен процес е произведение от добивите на етапите
✓ Газ с $M > 29$ – в съд с отвора нагоре, с $M < 29$ – в обърнат съд; над вода – само слабо разтворимите

💡 Интересен факт

До 1962 г. учебниците твърдят, че благородните газове не образуват съединения. Тогава Нийл Бартлет забелязва, че силният окислител $\mathrm{PtF_6}$ може да откъсне електрон дори от молекулата на кислорода. Ксенонът се йонизира почти толкова лесно – и Бартлет получава оранжевожълто твърдо вещество, първото съединение на благороден газ. Днес са известни десетки съединения на ксенона, например $\mathrm{XeF_2}$ и $\mathrm{XeF_4}$ .