Застосування неметалів у природі

Размещено на http://www.allbest.ru/

12

Міністерство освіти і науки України

Загальноосвітня школа І-ІІІ ступенів №24

Реферат

на тему:«Застосування неметалів у природі»

Виконав:

учень 10 А класу

Перевірила:

Котлярова І.І

Чернігів

2013

План

1. Неметали як прості речовини.

2. Хімічні властивості неметалів.

3. Поширеність, добування і кругообіг неметалів у природі.

4. Характеристика Гідрогену.

5. Поширення в природі.

6. Проста речовина.

7. Фізичні властивості.

1. Неметали як прості речовини

неметал хімічна властивість добування

Неметалічні елементи утворюють прості речовини, які відрізняються своїм складом.

Будова неметалів. Прості речовини неметали існують у вигляді двохатомних або багатоатомних молекул. Атоми елементів 2-го періоду, а також Гідроген, утворюють між собою хімічні зв'язки лише за рахунок неспарених s-електронів (Гідроген) і p-електронів й тому вони двохатомні, наприклад: водень Н₂, кисень О₂, азот N₂ та молекули галогенів -- На1₂. Виняток становлять бор і вуглець як тверді речовини. Елементи-неметали 3-го періоду утворюють додаткові зв'язки за рахунок вакантних d-орбіталей, тому їхні прості речовини багатоатомні за звичайних умов, наприклад: білий фосфор Р₄, сірка S₈. Карбон утворює багато зв'язків тому, що в його атомі кількість валентних електронів та орбіталей однакова. Зв'язок між атомами в молекулах -- ковалентний неполярний.

Більшість неметалів мають молекулярну структуру (молекулярні кристалічні ґратки), а бор, вуглець (алмаз), силіцій, арсен, селен, телур -- атомну структуру (атомні кристалічні ґратки). Деякі неметали мають різні структури, бо існують у вигляді алотропних модифікацій.

Будова речовин впливає на їхні властивості, і насамперед на фізичні.

Треба пам'ятати, що одна й та ж речовина може залежно від умов проявляти властивості неметалів або металів. Так, фосфор -- неметал за звичайних умов, а під тиском вище 410³ МПа набуває металічних властивостей.

У той же час алотропні модифікації неметалів мають різну будову, що впливає на їхні властивості. Конкретні приклади наведені в таблиці 2.

Зверніть увагу, що лише графіт є електричним провідником. Нині вважають, що електрична провідність -- це один із головних критеріїв поділу речовин атомної будови на метали та неметали.

2. Хімічні властивості неметалів

Хімічні властивості простих речовин-неметалів зумовлені особливостями атомів елементів, що їх утворюють. Так, якщо елементи-неметали -- окисники, то й прості речовини-неметали у багатьох реакціях виявляють окиснювальні властивості.

Неметалічні властивості речовин залежать значною мірою від енергії зв'язку між атомами у молекулі. Розглянемо значення енергій зв'язку (кДж/моль) у таких молекулах: хлору Сl₂ -- 243, кисню О₂ -- 494, азоту N₂ -- 945. Чим більше спільних електронних хмар, тим міцніше атоми зв'язані між собою (енергія зв'язку більша). Звідси найбільш активна речовина -- хлор, а найменш активна -- азот.

Більшість неметалів свою хімічну активність виявляють лише за певних умов.

Виходячи з цього, неважко усвідомити, що неметали реагують з металами, окисники з відновниками (між собою можуть реагувати і два неметали), неметали -- прості речовини із складними, неметали як неорганічні речовини з органічними. У всіх перелічених реакціях неметали будуть або окисниками, або відновниками залежно від хімічної природи другого реагенту.

Деякі неметали відрізняються від усіх інших. Так, фтор -- це єдиний з неметалів, який виявляє лише окиснювальні властивості. Неметали: бор, вуглець, силіцій та фосфор -- відновлюють такі сильні окисники, як азотну і концентровану сірчану кислоти. У реакціях із кислотами кожний із неметалів окислюється повністю, ступінь окиснення металу стає максимально позитивним.

У деяких неметалів залежно від умов відбувається одночасно збільшення і зменшення ступеня окиснення одного й того ж елемента. Наприклад, у реакції розчинення хлору у воді або розчині гідроксиду натрію атоми Хлору як віддають електрони (відновники), так і приєднують електрони (окисники):

C1₂ + H₂O HC1 + HC1O

о

Cl - le Cl (процес окиснення, Cl -- відновник)

Cl + 1e Cl (процес відновлення, Cl -- окисник)

Такі реакції належать до реакцій самоокиснення -- самовідновлення, або диспропорціювання.

Отже, залежно від умов неметали у хімічних реакціях можуть бути як окисниками - в більшості випадків,- так i відновниками.

3. Поширеність, добування і кругообіг неметалів у природі

Поширеність неметалів у природі підлягає певним принципам. Найбільш активні неметали -- галогени -- зустрічаються у природі виключно у вигляді сполук, головним чином із лужними металами (карналіт КС1МgСl₂6Н₂О). Оксиген і Сульфур також активні мінералоутворювачі, у більшості випадків із перехідними металами (вапняки СаСО₃, пірит FeS₂ та ін.). Оксиген, крім того, утворює численні силікати й алюмосилікати (каолін А1₂О₃2SiО₂2Н₂О), а Сульфур -- сульфати (гіпс СаSО₄2Н₂О).

Кисень і сірка зустрічаються в природі й у вільному стані завдяки процесам фотосинтезу й вулканічній діяльності.

Основною формою Нітрогену в природі є атмосферний азот за рахунок виключно великої міцності молекули N_2. Він утворюється головним чином завдяки розкладу азотовмісних органічних сполук та спалювання палива в промисловості. Головними природними сполуками Фосфору є фосфати (фосфорит Са₃(РО₄)₂ й апатит Са₅Х(РО₄)₃, де X -- F^-, С1^-). Ці сполуки нерозчинні у воді й утворюють великі родовища.

Природний карбон зустрічається у двох формах - органічного та мінерального походження. До першої відносять родовища кам'яного вугілля, нафти, природного газу, друга становить головним чином карбонатні породи і вуглекислий газ СО₂.

Силіцій -- основний елемент, який утворює літосферу,-- представлений численними силікатами і алюмосилікатами.

Отже, форма існування неметалів у природі визначається хімічною активністю елемента. Більшість елементів-неметалів у природі знаходиться у зв'язаному стані. Розповсюдження сполук неметалів залежить також від їх розчинення у воді.

Більшість простих речовин із їхніх природних сполук добувають внаслідок окисно-відновних процесів, крім тих випадків, коли прості речовини зустрічаються в природі у самородному стані. Так, азот і кисень виділяють із зрідженого повітря фізичними методами -- фракційною перегонкою.

Найбільш активні неметали-галогени можна виділити із природних сполук лише окисненням завдяки електролізу (електрохімічні методи). Порівняно малоактивні неметали, які поширені у природі в окисненому стані (бор, кремній, фосфор тощо), виділяють у вільному стані дією відновників. Малоактивні неметали (Вr₂ та І₂) можна витиснути із розчинів бромідів та йодидів більш енергійним окисником -- хлором -- або термічним розкладом йодидів, інколи бромідів (хімічні методи).

Таким чином, поширення неметалів у природі, а також добування їх із сполук визначаються хімічною активністю елементів-неметалів, що є наслідком будови їхніх атомів і молекул. Знання хімії неметалів важливе для розуміння природних геохімічних циклів хімічних елементів Нітрогену, Фосфору, Карбону, Оксигену й усвідомлення причин їх порушення внаслідок діяльності людини. Необхідно пам'ятати, що коли природні цикли стають необерненими, то виникає загроза всьому живому на Землі, бо перелічені елементи є органогенними.

4. Характеристика Гідрогену

Електронна формула 1s¹.

Положення Гідрогену в Періодичній системі неоднозначно. Раніше його розміщували в головні й підгрупі І групи, на даний момент частіше розташовують на початку підгрупи галогенів.

На користь розміщення Гідрогену на початку лужних металів свідчать такі аргументи:

1)Як і лужні метали Гідроген виявляє в більшості сполук ступінь окиснення +1.

2)Подібно лужним металам, він має яскраво виражені відновні властивості.

3)Для Гідрогену і металів, у тому числі і лужних, характерні реакції взаємного витіснення.

Схожість Гідрогену з галогенами зумовлена наступним:

1)Як і атоми галогенів, Гідроген може приєднувати електрон з утворенням іону Гідрогену, який є ізоелектронним найближчому інертному газу Гелію.

2)Як і галогени, проста речовина - водень - газоподібна за звичайних умов и молекула водню складається із двох атомів.

3)Гідроген в сполуках заміщується галогенами. Багаточисельні приклади таких реакцій є в органічній хімії (галогенування насичених вуглеводнів).

4)Потенціал іонізації Гідрогену близький за значенням до потенціалів іонізації галогенів. Так І(Н)=13,6 еВ, а І(F)=17,4 еВ, однак I(Li)=5,6 еВ.

Оскільки Гідроген значно відрізняється за властивостями від лужних металів та галогенів, віднесення його до тієї чи іншої групи умовно.

5. Поширення в природі

Водень є дуже поширеним у природі елементом. У земній корі, включаючи атмосферу, гідросферу й літосферу, його вміст становить 0,15 % (мас.) або 3,0 % за числом атомів (мольних час-ток у відсотках). Водночас він надзвичайно поширений у Всесвіті. Спектральним аналізом доведено, що у фотосфері Сон-ця міститься близько 84 % водню. Він є головним компонентом поверхневих речовин великих планет Сонячної системи - Юпі-тера, Сатурна, Урана, а також білих і блакитних зір. Водень - це «космічне атомне паливо», джерело енергії Сонця і зір. За оцінками поширеності елементів у Всесвіті, його вміст переви-щує 70 % (мас.).

У вільному стані в природних умовах Землі водень майже не трапляється. Значні кількості (до 70 %) водню містяться у вулканічних газах, порівняно невеликі кількості водню утворюються під час розкладу органічних речовин, наприклад клітковини й білків, під дією деяких бактерій. Водень, маючи низьку хімічну активність, підіймається у високі шари атмосфери й може зовсім залишити нашу планету. Дуже розріджена атмосфера Землі на висотах понад 100 км складається переважно з водню, що перебуває здебільшого в атомарному стані й має в основному неземне походження. Під час досить частих вибухів на Сонці у космічний простір потрапляють колосальні маси водню і гелію, які з «космічним вітром» досягають нашої планети. Водень у ньому перебуває в атомарному стані й хімічно є дуже активним. Він повністю, ще у високих шарах атмосфери, реагує з киснем і потрапляє на Землю у вигляді води. Дослідженнями водних мас Землі доведено, що вони залишаються незмінними упродовж тривалої історії існування нашої планети.

В організмі людини міститься близько 60 % води, тому зрозуміло, що вона є найціннішою речовиною і для людини, і для всього живого.

У вигляді води та органічних сполук в організмі людини масою 70 кг міститься близько 7 кг (3500 моль) водню.

Вода займає більшу частину поверхні земної кулі, перебуваючи на ній у трьох агрегатних станах: твердому (крига полюсів та високогірні сніги), рідкому (океани, моря, ріки, озера тощо) і газоподібному (атмосферна волога, пара). Крім того, величезні маси води входять до складу мінералів і гірських порід.

Водень є також компонентом речовин органічного походження, рослинного і тваринного світу, газу, нафти, горючих копалин.

6. Проста речовина

Добування. Сировинна база для добування водню практично невичерпна, тому обсяги його одержання зумовлюються лише попитом та енергетичними можливостями. Розроблено кілька різних способів його добування у промисловості, причому відповідно до потреб використовують найдоцільніші і найдешевші з них. Переважна більшість способів добування водню ґрунтується на принципі його відновлення з хімічних сполук.

Залізопаровий спосіб був розроблений у 1783 р. французьким хіміком А. Лавуазьє й історично є першим способом добування водню. Він полягає у відновленні водню з водяної пари залізом за високої температури:

4H₂O + 3Fe Fe₃O₄ + 4H₂

Відновлення води вуглецем. За температури понад 1000 °С водяна пара взаємодіє з розжареним коксом з утворенням водяного газу, який є сумішшю водню з оксидом вуглецю(ІІ):

Н₂О + С = СО + Н₂.

Водень відокремлюють від домішок (СО₂, N₂, СО) охолодженням одержаної газової суміші скрапленим повітрям за температури -200 °С. При цьому водень залишається у газоподібному стані, оскільки має значно нижчу температуру скраплення, а інші складові газової суміші переходять у рідкий стан.

За цим способом добувають дуже чистий водень, який використовують у харчовій промисловості для гідрогенізації жирів.

Найчастіше водяний газ разом з водяною парою за температури 400 °С пропускають над каталізатором (оксид заліза чи кобальту), внаслідок чого оксид вуглецю(П) взаємодіє з водою і перетворюється на вуглекислий газ (так звана конверсія СО):

СО + Н₂О(пара) = СО₂ + Н₂.

Вуглекислий газ легко відокремлюють від водню пропусканням газової суміші крізь воду під тиском, а залишки СО поглинають аміачним розчином хлориду міді(І).

Скраплення коксового газу. Коксовий газ утворюється під час високотемпературного процесу коксування кам'яного вугілля, яке разом із вуглецем містить значну кількість різноманітних вуглеводнів. За температури коксування відбувається розклад (піроліз) вуглеводнів і утворюється величезна кількість вільного водню. Коксовий газ містить (за об'ємом): 55 % водню, 25 % метану, 2 % етану, 4-6 % оксиду вуглецю(ІІ), 2 % вуглекислого газу і 10-12 % азоту. Слід зазначити, що чим вища температура прожарювання вугілля, тим більше утворюється водню і менше залишається вуглеводнів.

За цим способом одержують величезні об'єми водню і використовують його для синтезу аміаку.

Взаємодія метану з водяною парою. Для синтезу аміаку і гідрування вугілля водень добувають також за реакцією високотемпературної (~1100 °С) взаємодії метану з водяною парою за сталого тиску:

СН₄ + Н₂О(пара) = СО + 3Н₂, Н = 206,2 кДж.

Ця реакція ендотермічна і потребує затрат теплоти. Водень одержують, застосовуючи «внутрішнє згоряння», для чого до суміші газів додають кисень, щоб частина метану згоріла до СО₂:

СН₄ + 2О₂ = СО₂ + 2Н₂О(пара), = -802,2 кДж.

Врешті-решт співвідношення між компонентами реакційної суміші добирають таким, щоб процес був слабко екзотермічним:

12СН₄ + 5Н₂О(пара) + 5О₂ = 29Н₂ + 9СО + 3СО₂, Н = -67,2 кДж.

Конверсією СО одержують додаткові кількості водню, а СО₂ відокремлюють, пропускаючи суміш газів під тиском крізь воду.

Конверсія метану відбувається за температури 800 °С та за наявності нікелевого каталізатора. Конверсія карбон (ІІ) оксиду відбувається за температури 550 °С і наявності каталізатора, що містить активуючі домішки магнію чи хрому.

Електрохімічний розклад води. Вода має дуже низьку електропровідність, тому з метою зменшення енерговитрат у промисловості для проведення електролізу використовують лужні розчини. При цьому на електродах, які виготовляють із заліза або нікелю, відбуваються такі процеси:

Катод: 2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^-, Е° = -0,83 В;

Анод: 4 ОН^- = О₂ + 2Н₂О + 4е, Е° = 0,401 В.

Процес електрохімічного розкладу води дуже енергомісткий. Теоретично для добування 1 м³ водню за нормальних умов потрібно затратити близько 2,8 кВтгод. електроенергії. Насправді ж її затрати майже вдвічі більші внаслідок перенапруги на електродах та омічного опору електроліту й діафрагми.

Водень, одержаний за цим способом, дуже чистий, тому його застосовують для гідрогенізації жирів, а також в інших процесах каталітичного гідрування. За цим способом у промисловості добувають близько 20 % усієї кількості водню.

Інші способи добування водню з води мають лабораторне значення, оскільки їх використовують за умов, коли потрібні невеликі його об'єми.

7. Фізичні властивості

Газоподібний водень складається з двохатомних молекул Н₂. Він безбарвний і не має запаху. Утворення молекул водню з атомів супроводжується виділенням ве-ликої кількості теплоти:

2Н = Н₂, Н = -432,1 кДж,

що є свідченням великої енергії зв' язку Н--Н і значної стійкості цієї молекули.

Побудова моделі утворення молекули водню з атомів, яка була запропонована у 1927 р. німецькими фізиками В. Г. Гайтлером (1904-1989) і Ф. Лондоном (1900-1954), започаткувала сучасний етап квантово-механічного підходу до розуміння хімічного зв' язку.

Атомізація молекулярного водню відбувається під час пропускання крізь нього електричного розряду.

Атомарний водень можна одержати і термічно -- нагріванням водню розжареною електричним струмом платиновою) ниткою або пропусканням струменя водню крізь зону вольтової дуги.

У разі зіткнення двох атомів водню в газовому середовищі за високої температури вони розлітаються, як більярдні кулі, і молекула Н₂ не утворюється. Це пояснюється тим, що енергія двох атомів водню перевищує енергію дисоціації молекули Н₂. За умови відведення надлишку енергії у момент зіткнення атомів гідрогену відбувається їх взаємодія (рекомбінація). Цей надлишок (енергії можна відвести за допомогою будь-якого твердого тіла (часточок домішок або поверхні металу), яке за цих умов нагріватиметься. На цьому явищі ґрунтується дія запропонованого американським фізиком і фізико-хіміком І. Ленгмюром (1881 -- 1957) так званого атомного пальника. Потік молекул водню проходить крізь зону вольтової дуги і потрапляє на місце нагрівання (наприклад, місце зварювання двох шматків металу), захищене середовищем водню від контакту із зовнішнім середовищем. Метал нагрівається до дуже високих температур (близько 4000 °С) за рахунок рекомбінації атомів водню на його поверхні.

Молекула водню має дуже малі розміри: між'ядерна відстань у ній становить 74 пм. Це зумовлює той факт, що за звичайної температури і не дуже високого тиску водень поводить себе майже як ідеальний газ, підпорядковується законам Бойля--Маріотта і Гей-Люссака, а отже, і рівнянню газового стану рV=пRТ. Оскільки малі молекули водню не здатні до значної деформації, то між ними не виникають помітні сили взаємодії. Наслідком цього є надзвичайно низька температура кипіння водню, яка становить лише -252,8 °С (20,4 К). У значних кількостях скраплений водень вдалося одержати лише у 1898 р. (через 130 років після його відкриття) англійському фізику Дж. Дьюару (1842-1923), чиїм ім'ям було названо посудину для вберігання скраплених газів.

У разі самочинного випаровування безбарвного рідкого водню за рахунок вбирання власної теплоти він кристалізується з утворенням прозорих світло-блакитних кристалів, які мають гексагональну щільну упаковку з молекулярною кристалічною ґраткою. Температура кристалізації рідкого водню становить -257,3°С (15,9 К).

Молекулярний водень дуже погано розчиняється у воді та інших розчинниках. За температури 18 °С його розчинність становить 1,85 об'єму в 100 об'ємах води.

Водень - найлегший з відомих газів: маса 1 м³ водню становить 0,09 кг (для порівняння: 1 м³ гелію вдвічі важчий).

Природний водень складається з трьох нуклідів: протію Н, дейтерію Д і тритію Т. Вміст дейтерію становить близько 0,02 % (об.) порівняно з протієм і мало впливає на фізичні властивості водню. Тритій є радіоактивним нуклідом з періодом піврозпаду 12,5 року і в природному водні відсутній.

Дейтерій відкрив спектральним методом у 1932 р. американський фізико-хімік Г. К. Юрі (1893-1981) із співробітниками. Маса дейтерію дорівнює 2,01474, тобто вдвічі перевищує масу атома протію. Деякі властивості цих нуклідів наведено нижче.

Атоми Гідрогену в молекулі протію коливаються з високою швидкістю -- близько 1,32 -10¹⁴ коливань за секунду. Частота коливань атомів у молекулі дейтерію менша, ще повільніше коливаються атоми в молекулі тритію.

З погляду хімічної кінетики протій і дейтерій нерівноцінні. Дейтерій зазвичай реагує повільніше від протію, хоча відомі деякі реакції (наприклад, утворення аміаку з водню та азоту за наявності пари ртуті), швидкість яких зростає в разі заміни протію на дейтерій.

Хімічні властивості. Атом гідрогену в основному стані має електронну конфігурацію 1s¹, яка є найпростішою. Наявність тільки одного валентного електрона на одній валентній орбіталі відповідає його здатності в усіх сполуках бути одновалентним. Сполуки, число яких у водню найбільше порівняно з іншими елементами, можуть утворюватися з виникненням ковалентного зв'язку, коли спільна електронна пара з атомом якогось неметалу певною мірою зміщується у бік більш електронегативного елемента. Можуть також утворюватись іонні сполуки з найактивнішими металами -- лужними, лужноземельними, а також лантаноїдами, з якими водень, приєднуючи електрон, перетворюється на однозарядний негативний іон. Із d-металами він утворює металоподібні сполуки, в яких електрони водню залучаються до спільної системи металічного зв' язку.

Водневі сполуки мають низку цікавих особливостей та аномалій, пов'язаних, зокрема, з утворенням водневого зв'язку, донорно-акцепторними взаємодіями, трицентровим зв'язком, тощо.

Високий потенціал іонізації (13,6 еВ) і низька спорідненість до електрона (0,715 еВ) свідчать про порівняно невелику хімічну активність цього елемента. У хімічних реакціях водень поводить себе як неметал. Його електронегативність становить 2,1. У сполуках з найтиповішими неметалами його атом поляризований позитивно й, отже, йому відповідає ступінь окиснення +1. У сполуках з металами та слабко електронегативними неметалами атом водню поляризований негативно і має ступінь окиснення --1.

Сполуки водню з іншими елементами називають просто водневими сполуками, або оводнями. У межах оводнів, утворених елементами однієї групи періодичної системи, існують як такі, в яких атом водню поляризований позитивно і йому відповідає ступінь окиснення +1, так і такі, в яких він поляризований негативно і має ступінь окиснення --1. Оскільки ступінь окиснення -- це умовний заряд, формальна величина, можна вважати, що у водневих сполуках з неметалами водень має ступінь окиснення +1, а з металами -1. За такого підходу дещо спрощується якіс-на картина зіставляння подібних за складом хімічних сполук.

Можливі ступені окиснення водню та його найхарактерніші сполуки можна подати такою схемою:

Размещено на Allbest.ru