Способы получения неметаллов химия 9 класс

Простые вещества-неметаллы, их состав, строение, общие свойства и способы получения

2. Взаимодействие неметаллов с водородом. Неметаллы взаимодействуют с водородом. Эти реакции — окислительно-восстановительные (водород является восстановителем), экзотермические. Но характер их протекания зависит от условий. Так, например, кислород и хлор могут спокойно реагировать с водородом, а могут и со взрывом (см. учебник химии для 8 класса).

С водородом реагируют и другие неметаллы, например сера:

Поскольку в школьных условиях демонстрация этих реакций небезопасна, дадим их описание.

Демонстрационный опыт. Горение водорода в кислороде и в хлоре.

Если проверенный на чистоту водород поджечь у конца газоотводной трубки от прибора, в котором его получают, и внести пламя в сосуды (рис. 13), наполненные один кислородом, а другой хлором, то водород продолжает гореть в этих газах с изменением характера пламени. Если же поджечь смесь водорода и кислорода («гремучий газ») или смесь водорода и хлора, то их реакция происходит со взрывом (цепная реакция). В данном случае изменение условий повлекло за собой изменение характера взаимодействия, но продукты реакции в обоих случаях будут те же самые. В реакции с кислородом это вода, а с хлором образуется «туман», состоящий из капелек соляной кислоты:

3. Взаимодействие неметаллов с другими неметаллами. В этом случае неметаллы могут выступать в качестве как окислителей, так и восстановителей. Например, при взаимодействии с водородом сера — окислитель (см. свойство 2), а в реакции с хлором она — восстановитель:

Задание. Вы наблюдали, как сгорают в кислороде уголь и фосфор. Охарактеризуйте эти реакции и напишите их уравнения.

4. Взаимодействия неметаллов со сложными веществами. Со многими реакциями этого вида вы встречались при изучении процессов горения, химических свойств галогенов, серы и др. Приведем примеры:

Неметаллы как простые вещества взаимодействуют с металлами, с неметаллами и со сложными веществами. Эти реакции являются окислительно-восстановительными.

Общие способы получения неметаллов.

Неметаллы как простые вещества можно получить различными способами:

а) разложением сложных веществ:

б) вытеснением их из сложных веществ (реакция замещения):

Простые вещества-неметаллы • Состав и структура неметаллов • Аллотропия неметаллов • Химические свойства и способы получения неметаллов

Вопросы и задания

1. Приведите примеры простых веществ-неметаллов. Какое строение имеют их кристаллические решетки?

2. Что такое аллотропия? Приведите примеры аллотропии некоторых неметаллов.

3. Какого типа кристаллические решетки у неметаллов в твердом состоянии? Приведите примеры веществ с разными типами решеток, дайте сравнительную характеристику их физических свойств.

4. Перечислите основные химические свойства неметаллов. Какие общие признаки в их проявлении вы можете указать?

5. Предложите схему, обобщающую физические и химические свойства неметаллов и их связь со строением этих веществ.

Источник

Неметаллы

Неметаллы обычно обладают большим спектром степеней окисления в своих соединениях. Большее число электронов на внешнем энергетическом уровне по сравнению с металлами определяет их большую способность к присоединению электронов и проявлению высокой окислительной активности.

Нахождение неметаллов в природе

Неметаллы находятся в земной коре (в большинстве своем кислород и кремний — 76 % от массы земной коры а также As, Se, I, Te, но в очень незначительных количествах), в воздухе (азот и кислород) , в составе растительной массы (98,5 % — углерод, водород, кислород, сера, фосфор и азот), а также в основе массы человека (97,6 % — — углерод, водород, кислород, сера, фосфор и азот). Водород и гелий – входят в состав космических объектов, включая Солнце. Чаще всего в природе неметаллы встречаются в виде соединений.

Физические свойства неметаллов

Фтор, хлор, кислород, азот, водород и инертные газы представляют собой газообразные вещества, йод, астат, сера, селен, теллур, фосфор, мышьяк, углерод, кремний, бор –твёрдые вещества; бром -жидкость.

Положение неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева

Если в Периодической системе мысленно провести диагональ от бериллия к астату, то в правом верхнем углу таблицы будут находиться элементы-неметаллы. Среди неметаллов есть s-элемент – водород; р-элементы бор; углерод, кремний; азот, фосфор, мышьяк, кислород, сера, селен, теллур, галогены и астат. Элементы VIII группы – инертные (благородные) газы, которые имеют полностью завершенный внешний энергетический уровень и их нельзя отнести ни к металлам, ни к неметаллам.

Неметаллы обладают высокими значениями сродства к электрону , электроотрицательность и окислительно-восстановительный потенциал.

Получение неметаллов

Многообразие неметаллов породило многообразие способов их получения, так водород получают, как лабораторными способами, например, взаимодействием металлов с кислотами (1), так и промышленными способами, например, конверсией метана (2).

CH₄ + H₂O = CO + 3H₂ ↑ (температура 900 С)

Получение галогенов осуществляют в основном, путем окисления галогеноводородных кислот:

Для получения кислорода используют реакции термического разложения сложных веществ:

Серу получают неполным окислением сероводорода (1) или по реакции Вакенродера (2):

Для получения азота используют реакцию разложения нитрита аммония:

Основной способ получения фосфора – из фосфата кальция:

Химические свойства неметаллов

Основные химические свойства неметаллов (общие для всех) – это:

— взаимодействие с металлами

— взаимодействие с другими неметаллами

Каждый неметалл обладает специфическими химическими свойствами, характерными только для него, которые подробно рассматривают при изучении каждого неметалла в отдельности.

Примеры решения задач

Задание	Осуществите ряд превращений S→H2S→SO2→SO3→H2SO4
Решение	S + H2 = H2S

Задание	Какой объем оксида углерода (IV) (н. у.) получится при разложении известняка массой 500 г, содержащего 20% примесей?
Решение	Запишем уравнение реакции:

Найдем массу чистого (без примесей) карбоната кальция:

m(CaCO₃) = 500 × (1-0,2) = 400 г

Найдем количество вещества CaCO₃ :

Источник

Презентация по химии на тему «Химические свойства и способы получения простых веществ неметаллов»

Описание презентации по отдельным слайдам:

Химические свойства простых веществ неметаллов

Н2 — водород газ без цвета и запаха t кип = -253 оС плохо растворим в воде сильный восстановитель Способы собирания: вытеснением воды, воздуха Получение водорода: 1. Взаимодействие активных металлов с кислотами — неокислителями: Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2↑ 2. Взаимодействие алюминия (или цинка) с водными растворами щелочей: 2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑ 3. Электролиз воды и водных растворов щелочей и солей: 2H2O → 2H2↑ + O2↑ 2NaCl + 2H2O → H2↑ + Cl2↑ + 2NaOH 4. Пропускание паров воды над раскалённым углём при 1000°C: C + H2O ↔ CO + H2 5. Конверсия метана при 900°C: CH4 + H2O ↔ CO + 3H2 *Методы (1,2) используют в лаборатории, (3-5) — в промышленности.

Химические свойства водорода: *При обычных условиях малоактивен (реагирует только с F, Na, K, Li, Ca, Ba) 1. С неметаллами: H2 + O2 → H2O *Гремучий газ — взрывчатая смесь, состоящая из 2 объемов водорода и 1 объема кислорода при поджигании взрывается. H2 + S → H2S (при 150-250 °С) H2 + N2 → NH3 (p; t°) H2 + Г2 → HГ (t°) H2 + CO2 → CH4 + H2O (kat; 200 оС) H2 + С → СH4 (Fe; 600 оС) 2. С щелочными и щелочноземельными металлами: H2 + 2Li → 2LiH H2 + Ca → CaH2 3. С оксидами металлов (метод получения малоактивных металлов Pb, Mo, W, Ni, Cu и др. из их оксидов): H2 + СuO → Cu + H2O (t°)

Галогены: F2, Cl2, Br2, I2 Получение кислорода: 1. Электролиз растворов и расплавов галогенидов: 2NaCl + 2H2O = Cl2 + H2 + 2NaOH 2KF = 2K + F2 (единственный способ полученияя F2) 2. Окисление галогенводородов:14HBr + K2Cr2O7 = 2KBr + 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O – Лабораторный способ получения хлора MnO2 + 4HHal = MnHal2 + Hal2 + 2 H2O – Лабораторный — для получения хлора, брома, иода 3. Промышленный способ – окисление хлором (для брома и йода): 2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2 2KI + Cl2 = 2KCl + I2 4. Вытеснение менее активных галогенов более активными галогенами: CaI2 + Cl2 = CaCl2 + I2

Химические свойства: 1. С металлами: 2K + Cl2→2KCl Mg + Cl2→MgCl2 2. С неметаллами: с водородом: H2 + Cl2 → 2HCl с серой: S + F2 = SF6 S +Cl2 = SCl2 *с I2 не реагирует. с фосфором: P + F2 = PF5 P + Cl2 = PCl3 / PCl5 P + Br2 = PBr3 / PBr5 фтор реагирует с графитом при t > 900oC: F2 + C = CF4 3. Взаимодействие со щелочами на холоду: 2NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O 4. Взаимодействие со щелочами при нагревании: 6NaOH + 3Cl2 → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O 5.Вытеснение менее активных галогенов из галогенидов: 2KBr + Cl2 → 2KCl + Br2 6. С водой: H2O + Cl2 ↔ HCl + HClO (хлорная вода)

О2 — кислород Получение кислорода: 1. Лабораторные способы: электролиз воды: 2H2O = 2H2 + O2 разложение оксида ртути (II): 2HgO = 2Hg + O2 разложение перманганата калия: 2KMnO4 = K2MnO4 + MnO2 + O2 разложение перекиси водорода (в присутствии МnO2): 2H2O2 = 2H2О + O2 разложение хлората калия (бертолетовой соли): 2KClO3 = 2KCl + 3O2 разложение нитратов активных металлов: 2KNO3 = 2KNO2 + O2 2. Промышленный способ: из воздуха охлаждением газ без цвета и запаха t кип = -183 оС мало растворим в воде сильный окислитель проявляет высокую реакционную способность

Химические свойства кислорода: 1. Сильный окислитель, взаимодействует практически со всеми элементами, образуя оксиды. *Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры. реакции, протекающие при комнатной температуре: 4Li + O2 → 2Li2O и 2Sr + O2 → 2SrO 2. Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления: 2NO + O2 → 2NO2 3. Образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1. *пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде: 2Na + O2 → Na2O2 4. Взаимодействие пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре: *в надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½ Na2O2 + O2 → NaO2 K, Rb и Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов: K + O2 → KO2

Особые реакции: С фосфором: при недостатке О2 3O2 + 4P = P4O6 при избытке О2 5O2 + 4P = P4O10 С Сероводородом: в водном растворе или при недостатке О2 О2 + 2H2S = 2H2O + 2S горение 3О2 + H2S = 2H2O + 2SO2 11O2 + 4FeS2 = 2Fe2O3 + 8SO2 O2 + H2O + 2NO2 = 2HNO3 4Fe(OH)2 + O2 + H2O = 4Fe(OH)3

Фториды кислорода 1. Дифторид кислорода, OF2, получают пропусканием фтора через раствор щелочи: 2F2 + 2NaOH → 2NaF + H2O + OF2 2. Монофторид кислорода (Диоксидифторид), O2F2, нестабилен, степень окисления кислорода +1. Получают из смеси фтора с кислородом в тлеющем разряде при температуре −196 °C: F2 + O2 → O2F2

S — сера Получение серы: 1. Промышленный метод – выплавление из руды с помощью водяного пара. 2. Неполное окисление сероводорода (при недостатке кислорода) 2H2S + O2 = 2S + 2H2O 3. Восстановление сернистого газа SO2 + C = S + CO2 SO2 + CO = S + 2CO2 *Реакция Векенродера 2H2S + SO2 = 3S + 2H2O неметалл желтого цвета t пл = 119,3 оС нерастворима в воде сильный восстановитель вступает в реакции диспропорционирования

Химические свойства серы: При нагревании непосредственно реагирует со многими простыми веществами, кроме инертных газов, N, Se, Te, Au, Pt, Ir, I2 1. С металлами → сульфиды: Na + S = Na2S *При комнатной t реагирует только с ртутью. 2. C водородом при t=150-200оС: Н2 + S = H2S 3. С кислородом (в кислороде t=280оС, на воздухе t= 360оС). Образуется смесь оксидов: S + O2 = SO2 и 2S + O2 = 2SO3 4. С фосфором и углеродом (при нагревании без доступа воздуха): 2P + 3S = P2S 2S + C = CS2 5. C фтором и другими галогенами, кроме I2: S + F2 = SF6 S + Cl2 = SCl2 6. Со сложными веществами (ведет себя как восстановитель) S + 6HNO3 = 6NO2 + Н2О + H2SO4 S + 2H2SO4(конц) = 3SO2 + 2H2O 7. Реакция диспропорционирования (при взаимодействии со щелочами): 3S + 6KOH = K2SO3 + 2K2S + 3H2O 8. С водяным паром: 3S + 2H2O = SO2 + 2H2S

газ, без цвета, без запаха и вкуса. при охлаждении до -196о превращается в бесцветную жидкость малорастворим в воде в обычных условиях малоактивен в ОВР вступает при нагревании N2 — азот Получение азота: 1. Разложение нитрата аммония при нагревании NH4NO3 = N2 + H2O 2. Взаимодействие смеси водных растворов нитрbта натрия и хлорида аммония NaNO2 + NH4Cl = N2 + NaCl + 2H2O 3. В промышленности – из воздуха (различие в температурах кипения азота и кислорода)

Химические свойства азота: Взаимодействует с металлами при нагревании, образуя нитриды: 3Mg + N2 → Mg3N2 *С литием реагирует при комнатной температуре, медленно: 6Li + N2 → 2Li3N 2. С кислородом и фтором азот проявляет восстановительные свойства (реакция протекает при температуре электрической дуги >1200оС): N2 + O2 → 2NO – Q 3. С водородом при температуре 400оС и давлении 200 атм. В присутствии катализатора – Fe 3H2 + N2 → 2NH3 4. С другими неметаллами при высоких температурах: 2B + N2 → 2BN *Не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами *С галогенами и серой на прямую не реагирует, но галогениды и сульфиды могут быть получены косвенным способом

Получение фосфора: красный и черный фосфор получают из белого. белый фосфор получают восстановлением фосфата кальция (сплавление в электрической печи): Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C → 3CaSiO3 + 5CO↑ + 2P↑ Р — фосфор неметалл, существующих в нескольких аллотропных модификациях t пл белого фосфора = -183 оС t пл красного фосфора = -183 оС t пл черного фосфора = -183 оС

Химические свойства фосфора: 1. Реакции с кислородом при нагревании: 4P + 5O2 →2P2O5 (при недостатке кислорода: 4P + 3O2 → 2P2O3) 2. С галогенами и серой: 2P + 3Cl2 → 2PCl3 2P + 5Cl2 → 2PCl5 2P + 5S →P2S5 галогениды фосфора легко разлагаются водой: PCl3 + 3H2O → H3PO3 + 3HCl PCl5 + 4H2O → H3PO4 + 5HCl 3. С азотной кислотой: 3P + 5HNO3 + 2H2O → 3H3PO4 + 5NO↑ 4. С металлами образует фосфиды: 3Li + P → Li3P 2P + 3Mg →Mg3P2 *фосфид магния легко разлагается водой Mg3P2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2PH3↑ (фосфин) 5. Диспропорционирует в щелочах: P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3↑ + 3NaH2PO2 6. С бертолетовой солью при ударе взрывается, воспламеняется: KClO3 + P = P2O5 + KCl 7. Красный фосфор реагирует с водой: 2P + 8H2O = 2H3PO4 + 5H2 (800oC; kat)

Алмаз t=2000C без доступа воздуха t=3000C,Р=50 тыс. атм., катализатор Ni Графит Алмазы, полученные искусственным путём из графита, мелкие, невысокого качества. Их используют в основном для технических целей, а под названием фиониты – для ювелирных украшений. С — углерод Получение углерода: При разложении древесины без доступа воздуха и при обугливании органических соединений С6Н12О6 = 6С + 6 Н2О (H2SO4 конц.)

Химические свойства углерода: Углерод — малоактивен, на холоде реагирует только со фтором; химическая активность проявляется при высоких температурах. 1. С кислородом (при t°): C + O2 → CO2 (углекислый газ) *при недостатке кислорода наблюдается неполное сгорание: 2C + O2 → 2CO (угарный газ) 2. С галогенами и серой: С + 2F2 → CF4 3. С водяным паром (при 1200°): C + H2O → СO + Н2 (водяной газ) 4. С оксидами металлов (при t°): C + 2CuO → 2Cu + CO2 5. С кислотами – окислителями: C + 2H2SO4(конц.) → СO2↑ + 2SO2↑ + 2H2O С + 4HNO3(конц.) → СO2↑ + 4NO2↑ + 2H2O 6. С некоторыми металлами образует карбиды: Ca + 2C → CaC2 7. С водородом: C + 2H2 → CH4 8. С сульфатом бария: 4C + BaSO4 = BaS + 4CO 9. С нитратом калия: 5С + 4KNO3 = 2K2CO3 + 3CO2 + 2N2

Si — кремний неметалл средней активности в расплавленном состоянии очень активен t пл = 1420 оС Получение кремния: 1. В промышленности получают восстановлением кремнезема коксом в электрических печах при 1500-1700оС SiO2 + 2C = Si + 2CO 2. В лаборатории получают прокаливанием с магнием или алюминием белого песка SiO2 + 2Mg = Si + 2MgO 3SiO2 + 4Al = 3Si + 2Al2O3 3. Чистый кремний получают: SiCl4 + 2Zn = Si + ZnCl2

Химические свойства кремния: 1. С кислородом: Si +O2 = SiO2 2. С галогенами: Si + Hal2 = SiHal4 3. С неметаллами: Si + 2S = SiS2 2Si + 2N2 = Si3N4 (>1300оС) Si + C = SiC (1200-1300оС) 4. С металлами образует силициды: Si + 2Mg = Mg2Si 5. C водой: Si + 2H2O = SiO2 + 2H2 6. Cо щелочами: Si + 2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2

Источники: http://xn--24-6kct3an.xn--p1ai/%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%8F_8_%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%81_%D0%9A%D1%83%D0%B7%D0%BD%D0%B5%D1%86%D0%BE%D0%B2%D0%B0/index.html http://xn--24-6kct3an.xn--p1ai/%D0%A5%D0%B8%D0%BC%D0%B8%D1%8F_9_%D0%BA%D0%BB%D0%B0%D1%81%D1%81_%D0%9A%D1%83%D0%B7%D0%BD%D0%B5%D1%86%D0%BE%D0%B2%D0%B0/index.html https://yandex.ru/images/search?text=&from=tabbar https://foxford.ru/teacher-dashboard https://infourok.ru/ https://nsportal.ru/

Курс повышения квалификации

Дистанционное обучение как современный формат преподавания

• Сейчас обучается 821 человек из 76 регионов

Курс повышения квалификации

Современные педтехнологии в деятельности учителя

• Курс добавлен 23.09.2021
• Сейчас обучается 47 человек из 23 регионов

Курс профессиональной переподготовки

Методическая работа в онлайн-образовании

• Сейчас обучается 23 человека из 12 регионов

Ищем педагогов в команду «Инфоурок»

Номер материала: ДБ-1065781

Международная дистанционная олимпиада Осень 2021

Не нашли то что искали?

Вам будут интересны эти курсы:

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Безлимитный доступ к занятиям с онлайн-репетиторами

Выгоднее, чем оплачивать каждое занятие отдельно

В проекте КоАП отказались от штрафов для школ

Время чтения: 2 минуты

Минпросвещения будет стремиться к унификации школьных учебников в России

Время чтения: 1 минута

Рособрнадзор откажется от ОС Windows при проведении ЕГЭ до конца 2024 года

Время чтения: 1 минута

Руководители управлений образования ДФО пройдут переобучение в Москве

Время чтения: 1 минута

Минпросвещения разрабатывает образовательный минимум для подготовки педагогов

Время чтения: 2 минуты

В Минпросвещения предложили организовать телемосты для школьников России и Узбекистана

Время чтения: 1 минута

Подарочные сертификаты

Ответственность за разрешение любых спорных моментов, касающихся самих материалов и их содержания, берут на себя пользователи, разместившие материал на сайте. Однако администрация сайта готова оказать всяческую поддержку в решении любых вопросов, связанных с работой и содержанием сайта. Если Вы заметили, что на данном сайте незаконно используются материалы, сообщите об этом администрации сайта через форму обратной связи.

Все материалы, размещенные на сайте, созданы авторами сайта либо размещены пользователями сайта и представлены на сайте исключительно для ознакомления. Авторские права на материалы принадлежат их законным авторам. Частичное или полное копирование материалов сайта без письменного разрешения администрации сайта запрещено! Мнение администрации может не совпадать с точкой зрения авторов.

Источник