Строение и физические свойства простых веществ

Простые вещества, состоящие из атомов неметаллов, образованы за счет ковалентных неполярных связей.
Существует два типа строения простых веществ неметаллов:
Молекулярное строение. При обычных условиях большинство таких веществ представляют собой газы (H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, ) или твердые вещества (I₂, P₄, S₈₎ и лишь бром (Br₂) является жидкостью. Все эти вещества летучи, в твердом состоянии они легкоплавки, и способны к возгонке.
Атомное строение. Вещества образованы длинными цепями атомов (C_n, B_n, Si_n, Se_n, Te_n) – имеют высокую твердость, высокие температуры кипения и плавления. Многие элементы-неметаллы образуют несколько простых веществ – аллотропных модификаций.
Все газообразные вещества, жидкий бром, а также типичные ковалентные кристаллы являются диэлектриками. Кристаллы непластичны, любая деформация вызывает разрушение ковалентных связей. Большинство неметаллов не имеют металлического блеска.

 

Неметаллы имеют высокие значения сродства к электрону, электроотрицательности (2 - 4) и высокий окислительно-восстановительный потенциал. У атомов неметаллов преобладают окислительные свойства, то есть способность присоединять электроны.
В соответствии с численными значениями относительных электроотрицательностей окислительные способности неметаллов увеличиваются в следующем порядке:

Все неметаллы, кроме фтора, проявляют восстановительные свойства (способность отдавать электроны). Причем эти свойства постепенно возрастают от кислорода к кремнию:

ПОДГРУППА III А (БОР)

Элементы III А - подгруппы имеют валентные электроны ns²np¹. К неметаллам относится бор. Электронная формула В 1s²2s²2p¹. Для бора наиболее характерно образование соединений в степени окисления +3. Отрицательные степени окисления бор проявляет редко. Получены соединения бора с металлами (М₄В, М₂В, МВ, М₃В4, МВ₂Б МВ₆), в которых формально он проявляет отрицательные степени окисления.

Физические свойства.

Цвет бора зависит от степени его чистоты: чистый бор – бесцветен; бор загрязненный примесями имеет цвет от коричневого до черного.

Кристаллический бор имеет 4 модификации: самая устойчивая – тетрагональная В₁₂ (икосаэдр). Кристаллическая решетка бора очень прочная. Бор – полупроводник. Это достаточно твердое и тугоплавкое вещество.

 

Химические свойства.

В обычных условиях бор инертен, но при нагревании проявляет достаточно высокую активность, поэтому получить его в чистом состоянии достаточно трудно.

Бор реагирует при нагревании:

· с неметаллами:

t

B + O₂ → B₂O₃; 2B + 3Cl₂ → 2BCl₃;

 

t t

2B + N₂ → 2BN; 4B + C → B₄C;

Только реакция с фтором протекает в обычных условиях:

B + 3 F₂ → 2BF₃↑ (газ) t

B + H₂ → реакция не идет, но известно много боранов состава В_nH_m (В₂H₆, В₄H₁₀), которые получают косвенным путем:

Mg₃B₂ + 6HCl = В₂H₆ + 3MgCl₂

Бораны являются сильными восстановителями;

· с металлами:

t

В + Me → бориды: Me₃B₂, MeB и т.д.

 

- это химически активные вещества. Бориды тяжелых металлов (Zn, Ti, Zr) не всегда стехиометричны по составу и являются тугоплавкими химически инертными веществами, что позволяет использовать их как полезные добавки в сплавах,

· с концентрированными кислотами (окислителями):

t

B + 3HNO₃ → H₃BO₃ + 3NO₂↑;

· со щелочами бор реагирует только в присутствие окислителя (H₂O₂):

t

2B + 2KOH + 3H₂O₂ → 2KBO₂ + 4H₂O;

борат калия

Нахождение в природе

В природе бор в свободном виде не встречается. Важнейшиеминералы: бура — Na₂B₄O₇·10H₂O, тетраборат натрия, кернит—Na₂B₄O₇·4H₂O, сассолин (борная кислота) — H₃BO₃.

Получение

В промышленности из природных боратов сплавлением с содой получают буру. При обработке природных минералов бора серной кислотой образуется борная кислота. Из борной кислоты H₃BO₃ прокаливанием получают оксид B₂O₃, а затем его или буру восстанавливают активными металлами (магнием или натрием) до свободного бора:

B₂O₃ + 3Mg = 3MgO + 2B, 2Na₂B₄O₇ + 3Na = B + 7NaBO₂.

При этом в виде серого порошка образуется аморфный бор. Кристаллический бор высокой чистоты можно получить перекристаллизацией.

В промышленности его чаще получают электролизом расплавленных фтороборатов или термическим разложением паров бромида бора BBr₃ на раскаленной до 1000-1500 °C танталовой проволоке в присутствии водорода:

2BBr₃ + 3H₂ = 2B + 6HBr

Соединения бора

Оксид бора В₂О₃ — типичный кислотный оксид. Он реагирует с водой с образованием борной кислоты:

В₂О₃ + 3Н₂О = 2H₃BO₃

Кислоты бора: H₃BO₃ ─ ортоборная, HBO₂ ─ метаборная, H₂B₄O₇ ─ тетраборная.

При нагревании H₃BO₃ постепенно теряет воду, переходя сначала в метаборную кислоту HBO₂, затем в тетраборную H₂B₄O₇ и, наконец, в В₂О₃.

Ортоборная – слабая трехосновная кислота, диссоциирующая в три ступени: I. H₃BO₃ ↔ H⁺ + H₂ВО₃^- К₁ = 5, 8 * 10^-10;

II. H₂ВО₃^- ↔ H⁺ + HВО₃^2- К₂ = 1, 8 * 10^-13;

III. HВО₃^2- ↔ H⁺ + ВО₃^3- К₃ = 1, 6 * 10^-14

H₃BO₃ обладает некоторой амфотерностью, которая проявляется:

· При взаимодействии борной кислоты со щелочами. В результате получаются соли не самой борной кислоты — бораты (содержащие анион BO₃^3-), а тетрабораты:

4H₃BO₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7Н₂О;

· При взаимодействии борной кислоты с сильной хлорной кислотой, проявляются ее основные свойства:

B(OH)₃ + 3HClO₄ → B(ClO)₄ + 3H₂O

Применение

Бор находит применение в качестве добавки при получении коррозионно устойчивых и жаропрочных сплавов. Поверхностное насыщение стальных деталей бором (борирование)

повышает их механические и антикоррозийные свойства. Карбиды бора (В₄С и В₁₃С₂) обладают высокой твердостью, это — хорошие абразивные материалы. Ранее их широко использовали для изготовления сверл, применяемых стоматолагами (отсюда название бормашина).

Бор способен поглощать нейтроны, поэтому чистый бор и особенно его сплавы применяют в качестве поглощающих нейтроны материалов при изготовлении регулирующих стержней для ядерных реакторов, замедляющих или прекращающих реакции деления.

Около 50% природных и искусственных соединений бора используют при производстве стекол (так называемые боросиликатные стекла), около 30% — при производстве моющих средств, примерно 4-5% соединений бора расходуется при производстве эмалей, глазурей, металлургических флюсов.

В медицине как антисептические средства находят применение бура и борная кислота (в виде водно-спиртовых растворов

 

ПОДГРУППА IV-A

В IVA подгруппе к неметаллам относятся углерод и кремний.

 

 

УГЛЕРОД

С – имеет 2s²2p² валентные электроны, высшая степень окисления углерода +4, низшая – 4. Формулы высшего оксида СО_2, который имеет кислотный характер. Ему соответствует угольная кислота Н₂СО₃, являющаяся слабым электролитом.

Углерод имеет несколько аллотропных модификаций ( графит, алмаз, карбин). Аллотропия – способность атомов одного и того же элемента образовывать несколько соединений, имеющих одинаковый состав, но различное строение и свойства.

Алмаз

Кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твёрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло,

r = 3, 5 г/см³; t°пл. = 3730°C; t°кип. = 4830°C.

Атомы углерода находятся в sp³- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решётку с прочными ковалентными s- связями. Алмаз можно получить из графита при p > 50 тыс. атм; t° = 1200°C.

Графит

Кристаллическое вещество, имеющее слоистое строение, непрозрачное, тёмно-серого цвета, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; ρ = 2, 5 г/см³. В кристаллической решётке атомы углерода находятся в sp²- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.

 

Карбин

Чёрный порошок; ρ = 2 г/см³; полупроводник. Состоит из линейных цепочек –C≡ C–C≡ C– и =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии. При нагревании переходит в графит.

 

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: