Они забирают электроны — но перед более сильным соседом сами становятся добычей. Плюс диспропорционирование в щелочах и особые кислоты-окислители.
Неметаллы стоят выше диагонали «бор–астат». У атомов много внешних электронов (4–8), небольшой радиус, высокая ЭО — им проще принять недостающие электроны, чем отдать свои. Все неметаллы связаны между собой ковалентными связями.
При н.у. газы: H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, инертные газы. Br₂ — единственная жидкость. Остальные — твёрдые.
Одноатомные (инертные газы), двухатомные (H₂, N₂, O₂, галогены), многоатомные (P₄, S₈, C₆₀).
Молекулярная (летучие, хрупкие) или атомная — C(алмаз, графит), P(красный), Si, B (тугоплавкие, твёрдые).
Один элемент — разные простые вещества, отличающиеся составом молекул (O₂ и озон O₃) или строением кристалла (алмаз и графит; сера ромбическая/моноклинная; фосфор белый/красный/чёрный).
Ряд электроотрицательности: металлы < Si≈H≈P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F. Фтор — единственный неметалл, который проявляет только отрицательную степень окисления (−1), потому что он самый электроотрицательный элемент и электронов отдавать не может. Инертные газы в обычных условиях не реагируют вовсе.
| Группа | Элемент | Степени окисления |
|---|---|---|
| IVA | C, Si | −4, 0, +2, +4 |
| VA | N | −3, 0, +1, +2, +3, +4, +5 |
| VA | P, As | −3, 0, +1, +3, +5 |
| VIA | O | −2, −1, 0, +1, +2 |
| VIA | S, Se, Te | −2, 0, +4, +6 |
| VIIA | F | −1, 0 |
| VIIA | Cl, Br, I | −1, 0, +1, +3, +5, +7 |
Самые сильные окислители — F, O, Cl. Преимущественно восстановители — H, C, Si, P. Примерно поровну оба свойства проявляют N, S, I.
Правило простое: неметалл с бо́льшей ЭО — окислитель по отношению к неметаллу с меньшей ЭО.
| Реагент | Кто реагирует | Продукт | Особые случаи |
|---|---|---|---|
| H₂ | все неметаллы (окислители) | летучие водородные соед. (H+1) | Si и P напрямую с H₂ не реагируют |
| O₂ | все, кроме Cl₂, Br₂, I₂ | оксиды | с F₂ — только при −190°C и разряде: F₂+O₂→O₂F₂ |
| Hal₂ | C, Si, P, S и др. | галогениды неМе | сила окисления F₂>Cl₂>Br₂>I₂; C реагирует только с F₂ |
Более активный галоген вытесняет менее активный из любых соединений: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂. Порядок силы: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.
Неметалл в степени окисления 0 может проявлять оба свойства в зависимости от партнёра.
окислитель: Fe + S →(t) FeS (S0 → S-2)
восстановитель: S + O₂ → SO₂ (S0 → S+4)
С водой при н.у. реагируют только фтор и хлор; углерод и кремний — лишь с перегретым паром.
Более активный галоген окисляет менее активный галогенид/сульфид как в кислоте, так и в растворе соли — правило одно и то же:
С HNO₃ и конц. H₂SO₄ реагируют неметаллы-восстановители: C, P, S, I₂. Продукт — высшая кислота неметалла.
HNO₃(конц.) + S/P/C/I₂ → высшая кислота неМе + NO₂↑ + H₂O
HNO₃(разб.) + S/P/C → высшая кислота неМе + NO↑ + H₂O
H₂SO₄(конц.) + S/P/C → высшая кислота неМе + SO₂↑ + H₂O
Si не реагирует ни с концентрированной HNO₃, ни с H₂SO₄. Растворяется только в смеси конц. HNO₃ и плавиковой кислоты HF.
Галогены (кроме F₂), сера, белый фосфор и кремний реагируют с растворами щелочей — одновременно повышая и понижая свою степень окисления.
| Неметалл | Условия | Продукты |
|---|---|---|
| Cl₂, Br₂ | холодный раствор | галогенид + гипогалогенит: Cl₂+2KOH→KCl+KClO+H₂O |
| Cl₂, Br₂ | горячий раствор | галогенид + галогенат: 3Cl₂+6KOH→(t)5KCl+KClO₃+3H₂O |
| I₂ | любая температура | иодид + иодат: 3I₂+6KOH→5KI+KIO₃+3H₂O |
| S | концентрированная, нагрев | сульфид + сульфит: 3S+6KOH→(t)2K₂S+K₂SO₃+3H₂O |
| P(белый) | концентрированная, нагрев | гипофосфит + фосфин: 4P+3KOH+3H₂O→(t)3KH₂PO₂+PH₃↑ |
| Si | концентрированная, нагрев | силикат + H₂: Si+2KOH+H₂O→(t)K₂SiO₃+2H₂↑ |
| F₂ | любая | не диспропорционирует, окисляет кислород: 2F₂+4NaOH→4NaF+O₂+2H₂O |
Si в щёлочи окисляется только до +4 (силикат), а водород щёлочи восстанавливается до H₂ — это обычная ОВР, а не самоокисление-самовосстановление.
Оксиды в промежуточной степени окисления кислород доокисляет до высших; водородные соединения неметаллов сгорают в оксид + воду (аммиак — исключение, даёт N₂ без катализатора).
F₂, Cl₂ — из расплавов/растворов галогенидов: 2NaF →(эл-з) 2Na + F₂. O₂, H₂ — электролизом воды.
Br₂, I₂ получают окислением их солей хлором: Cl₂ + 2NaBr → 2NaCl + Br₂.
O₂: 2KMnO₄ →(t) K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂; 2KClO₃ →(кат.) 2KCl + 3O₂.
Si из SiO₂ коксом или магнием; P прокаливанием фосфоритов с песком и углём: Ca₃(PO₄)₂+3SiO₂+5C→(t)3CaSiO₃+2P+5CO.
Многие неметаллы образуют по несколько простых веществ с разными свойствами. Это регулярно спрашивают в первой части.
| Элемент | Аллотропные модификации | В чём разница |
|---|---|---|
| Кислород | O₂ — кислород O₃ — озон | O₃ гораздо сильнее как окислитель, имеет запах, поглощает УФ |
| Углерод | алмаз, графит, фуллерен, карбин | разное число связей у атома: 4 у алмаза, 3 у графита |
| Фосфор | белый P₄, красный, чёрный | белый ядовит и самовоспламеняется, красный устойчив и безопасен |
| Сера | ромбическая, моноклинная, пластическая | разная упаковка колец S₈ |
O₃ окисляет даже серебро, с которым O₂ не реагирует: 2Ag + O₃ → Ag₂O + O₂. Ещё одно отличие: озон сразу обесцвечивает раствор KI с выделением иода — 2KI + O₃ + H₂O → I₂ + 2KOH + O₂. Это качественная реакция на озон.
Белый P₄ — молекулярная решётка, светится в темноте, самовоспламеняется на воздухе, сильно ядовит, хранят под водой. Красный — атомная полимерная структура, на воздухе устойчив, неядовит. При нагревании без воздуха белый переходит в красный.
Каждый неметалл даёт соединение с водородом — ЛВС. Их состав и свойства меняются по таблице закономерно, и эти закономерности прямо спрашивают.
| Группа | IVA | VA | VIA | VIIA |
|---|---|---|---|---|
| Формула | RH₄ | RH₃ | H₂R | HR |
| 2-й период | CH₄ | NH₃ | H₂O | HF |
| 3-й период | SiH₄ | PH₃ | H₂S | HCl |
| Характер | нейтральный | основный | слабокислотный | кислотный |
По периоду вправо кислотные свойства ЛВС усиливаются: CH₄ → NH₃ → H₂O → HF. По группе вниз — тоже усиливаются: HF → HCl → HBr → HI, потому что связь H–R удлиняется и слабеет, водород легче отрывается.
NH₃ — единственное ЛВС с основными свойствами: у азота есть неподелённая пара, которая принимает протон по донорно-акцепторному механизму. Отсюда NH₃ + H₂O ⇌ NH₄+ + OH- и щелочная реакция раствора аммиака.
В ряду HF → HI кислотность растёт, а прочность (устойчивость) падает: HI разлагается уже при слабом нагревании. Это две разные характеристики, и меняются они в противоположные стороны. Самое прочное ЛВС — HF, самая сильная кислота — HI.
Все четыре — третий период. Кислотность растёт вправо: Si → P → S → Cl.
SiH₄ < PH₃ < H₂S < HCl
Причина: чем электроотрицательнее элемент, тем сильнее он оттягивает электроны связи и тем легче отщепляется H+.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
Хлор электроотрицательнее водорода → Cl₂ окислитель (Cl0 → Cl-), H2 — восстановитель.
Нет. Бром менее активен, чем хлор. Наоборот, хлор вытесняет бром: Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2.
Алмаз (атомная решётка, очень твёрдый) и графит (слоистый, проводит ток). Оба — простые вещества элемента углерода.
Да, при взаимодействии с более сильным окислителем: S + O₂ → SO₂ (S0 → S+4, сера отдаёт электроны).
Диспропорционирование: Cl₂ + 2KOH(холод) → KCl + KClO + H₂O — хлорид и гипохлорит.
Более глубокое диспропорционирование: 3Cl₂ + 6KOH →(t) 5KCl + KClO₃ + 3H₂O — хлорид и хлорат.
Иод — самый слабый окислитель среди галогенов, гипоиодит IO- неустойчив и сразу переходит в иодат: 3I₂ + 6KOH → 5KI + KIO₃ + 3H₂O — независимо от нагрева.
Нет — кремний пассивен к конц. HNO₃ и H₂SO₄, растворяется только в смеси конц. HNO₃ и HF.
4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O — молекулярный азот, а не оксид. С Pt-катализатором получился бы NO.
До высшей кислоты фосфора — H₃PO₄: 2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно