Роль неметалічних елементів у природі
Категорія (предмет): ХіміяВступ
Особливістю атомів неметалічних елементів є те, що кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні збігається з номером групи. Тому без запису електронної формули атома, наприклад, неметалічного елемента VII групи Астату можна з упевненістю сказати, що з 85 електронів його електронної оболонки 7 містяться на зовнішньому енергетичному рівні.
Карбон і Силіцій розташовані в IV групі в головній підгрупі періодичної системи хімічних елементів, тобто є елементами однієї групи й підгрупи.
Прості речовини неметалічних елементів називають неметаллами. Майже всі неметалічні елементи, крім інертних, утворюють сполуки з Гідрогеном. Їх загальна формула — HnE або ЕНn. Для цих сполук найчастіше використовують тривіальні назви. Наприклад, НCl – хлороводень, Н2S – сірководень.
Сполуки неметалічних елементів із Гідрогеном мають молекулярну будову. Майже всі вони є газами. Водні розчини сполук галогенів із Гідрогеном і Сульфуру з Гідрогеном виявляють властивості кислот.
Гідроген хлорид (хлороводень) — безбарвний газ із різким запахом, добре розчинний у воді. Сполука складається із полярних молекул.
Майже всі неметалічні елементи утворюють оксиди. Більшість оксидів неметалічних елементів належить до кислотних оксидів. Вони взаємодіють із водою з утворенням кислот, а також з основними й амфотерними оксидами, основами, амфотерними гідроксидами з утворенням солей.
1. Роль неметалічних елементів у природі з точки зору хімії
Водень – перший елемент періодичної системи, його електронна формула 1S1. Ступені окислення водню можуть дорівнювати –1, +1, а також 0 (у простій речовині). За значеннями ступенів окислення водень схожий з лужними металами (+1) та із галогенами (-1). Тому в періодичній системі для нього зазначено два положення – відповідно в обох підгрупах цих елементів. Однак найбільш стійким ступенем окислення у водню – (+1). Таким чином, особливості будови електронної оболонки та його властивостей не дозволяють однозначно визначити його положення в періодичній системі.
Вміст водню у земній корі 30 ат.%. В усіх природних сполуках водень має ступінь окислення +1. Переважна кількість водню існує у вигляді Н2О. Водень входить до складу горючих газів, у природних сумішах углеводнів (нафти) та інших органічних сполук. Добування водню в усіх випадках – це відновлення із +1 до 0. Найбільше значення у промисловості має реакція метану з водяною парою:
СН4 + Н2О = СО + 3Н2
СО + Н2О = СО2 + Н2
Водень можна також отримати реакцією водяної пари з розжареним коксом:
С + Н2О = СО + Н2
СО + Н2О = СО2 + Н2
Для добування водню застосовують також електроліз водяних розчинів солей, кислот, лугів. Наприклад:
Zn+2HCl=ZnCl2+H2
2Al+6NaOH+6H2O=2Na3[Al(OH)6]+3H2
Водень – безбарвний без запаху газ. Водень мало розчинний у воді. Вільний водень в 0 ступені може бути окисником і відновником. Відновні властивості виявляє в реакціях з неметалами, а також по відношенню до оксидів і галогенів:
2H2+O2=2H2O
H2+Cl2=2HCl
CuO+H2=Cu+H2O
WO3+3H2=W+3H2O
У реакціях з активними металами є окисником, утворює гідриди:
2Na+H2=2NaH
З деякими елементами, наприклад, кремнієм, фосфором, водень не реагує. При нагріванні водень реагує з багатьма d – металами. Сполуки що містять водень в степені окислення +1, є їх окислювальні властивості, а в –1 – відновні.
NaH+HOH=NaOH+H2
Водень застосовують для добування ряду металів (Мо,W, Fe, Cu). У великих кількостях Н2 використовують у виробництві аміаку та органічних синтезах [2, c. 16-17].
Кисень – найпоширеніший у природі елемент (58 ат.%). Більшість його знаходиться в ступені окислення –2 у вигляді сполук солей кремнієвих кислот (силікатів), піску (SiO2), води, карбонатів, фосфатів, сульфатів. Невелика частина кисню перебуває у вільному стані в атмосфері. Незначні кількості кисню отримують у лабораторії термічним розкладом кисневмісних сполук. Наприклад:
2KClO3=2KCl+3O2
2KMnO4=K2MnO4+MnO2+O2
Кисень є типовим окисником, він вступає в реакцію з металами, неметалами, складними речовинами. Продуктами цих реакцій найчастіше є оксиди:
4Fe+3O2=2Fe2O3
C+O2=CO2
CH4+2O2=CO2+2H2O
2ZnS+3O2=2ZnO+2SO2
Однак в реакціях з деякими найактивнішими металами утворюють сполуки зв’язок між атомами кисню в яких зберігається:
2Na+O2=Na2O2 (пероксид натрію)
K+O2=KO2 (надпероксид калію)
Li+O2=Li2O (оксид літію)
Озон О3 – алотропічна модифікація кисню. Його добувають дією тихого електричного розряду або ультрафіолетового проміння на кисень:
3O2=2O3
Цей несамодільний процес відбувається за стадіями:
O2+hv=O2*
O2+O2*=O3+O
O2+O=O3
О3 – дуже сильний окисник за рахунок атомарного кисню, який утворюється на початкових стадіях реакцій О3 з різними відновниками. Наприклад:O3=O2+O
2KI+O3+H2SO4=I2+K2SO4+O2+H2O
O O2
Бінарні сполуки з киснем можна розділити на кілька видів:
Оксиди — кисень має ступінь окислення –2, у тому числі основні ( Na2O, CaO), кислотні (СО2, P2O5), амфотерні (ZnO, Al2O3), несолетвірні (N2O, NO).
Пероксидні сполуки – речовини, атоми кисню в яких зв’язані між собою хімічними зв’язками: пероксиди (N2O2, ВаО2), надпероксиди (КО2), озоніди (КО3).
Субоксиди – сполуки з металічними зв’язками ( Ті6О, Ті3О).
Розглянемо властивості сполук кисню з воднем.
Вода. Це стійка речовина ( Нутв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000оС помітним стає розкладання на прості речовини:
2H2O=2H2+O2
Понад 5000оС розкладання відбувається практично повністю.
Вода – найбільш широко застосовуваний розчинник для полярних і іонних сполук.
Для води характерні реакції приєднання (гідратації) – з основними і кислотними оксидами:
CaO+H2O=Ca(OH)2
P2O5+3H2O=2H3PO4
з солями: CuSO4+5H2O=CuSO4*5H2O
Вода може брати участь у реакціях обміну. Наприклад гідролізу солей. У реакціях з сильними окисниками вода виступає як відновник за рахунок кисню
(-2):
2F+2H2O=4HF+O2
При дії відновників за рахунок водню (+1) вода проявляє окиснювальні властивості:
2HOH+2Na=2NaOH+H2
Розчинні солі у воді не існують через сильний гідроліз і розклад Н2О2 у лужному середовищі:
Na2O2+2HOH=2NaOH+H2O2
2H2O2=2H2O2+O2
Більш стійки до дії води нерозчинні солі, наприклад ВаО2, реакцією обміну якого з Н2SО4 можна добути Н2О2:
BaO2+H2SO4=H2O2+BaSO4
Галогени – фтор, хлор, бром, йод, астат. Для цих елементів найбільш стійким є ступінь окислення –1.
Фтор – найбільш електронегативний елемент, позитивних ступенів окислення не має, в інших галогенів електронегативність менша і можливі позитивні ступені окислення +1, +3, +5, +7 (у хлору також +4 і +6).
У природних сполуках галогени мають ступінь окислення –1. Найважливіші мінерали плавиковий шпат СаF2, фторапатит CaF2 * 3Ca3 (PO4)2, кам’яна сіль NaCl, сильвініт KCl*NaCl та інші. Іони хлору містяться в морській воді. Бром і йод власних мінералів не утворюють, іони І і Br містяться у воді деяких солоних озер, у нафтових водах.
Добування галогенів – це процес їх окислення від ступеня окислення –1 до 0. Фтор (2) є найсильнішим окисником, його можна одержати лише електролізом.
Хлор у промисловості добувають електролізом концентрованого водного розчину NaCl. У лабораторії хлор добувають із соляної кислоти при взаємодії із сильними окисниками, наприклад MnO2, KmnO4:
MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2O
2KmnO4+16HCl=2MnCl2+5Cl2+2KCl+8H2O
Аналогічно добувають в лабораторії бром (2) і йод (2) використовуючи замість кислот (соляної і бромної) більш доступні солі цих кислот:
2NaBr+MnO2+2H2SO4=Br2+MnSO4+Na2SO4+2H2O
10KI+2KMnO4+8H2SO4=5I2+MnSO4+6K2SO4+8H2O
Для промислового добування бром (2) і йод (2) нафтові води або води солених озер обробляють хлором:
2Br+Cl2=Br2+2Cl
2I+Cl2=I2+2Cl
У звичайних умовах фтор – безбарвний газ, а хлор – жовто-зелений, бром – темно-червона рідина, йод – темно-коричневі кристали. Найхарактерніші для галогенів – окиснювальні властивості. Найсільнішим окисником є фтор (2), який окислює кисень до –2 і навіть деякі благородні гази:
При взаємодії хлору з водою відбувається його самоокисненням, самовідновленням , утворюються дві кислоти – соляна і хлорнуватиста:
Cl2+H2O=HCl+HOCl
а в реакціях з лугами – солі цих кислот:
Cl2+2KOH=KCl+KOCl+H2O
Бром і йод з водою і лугами реагують аналогічно хлору.
Реакція утворення і розкладу летних галогенів також використовують для очищення та добування металів:
TiI4=Ti+2I2
Фтор не утворює кисневих кислот. Для хлору відомі кислоти: хлорнуватиста HCl, хлорисна HCl2, хлорнувата HCl3, хлорна HCl4. Лише остання відділена в індивідуальному стані, решта існує в розчинах. Аналогічні кислоти (окрім HBrО2 і HIО2 ) утворюють бром і йод.
З поміж р – елементів VI групи, окрім кисню, найбільше значення має сірка.
Найвищий ступінь окиснення в сірки +6 відповідає стану, коли вона утворює 6 ковалентних зв’язків з більш електронегативними партнерами. Найхарактернішими для сірки є ступені окиснення –2, 0, +4, +6.
Сірка – розповсюджений елемент. Добування сірки зводиться до видобування і очищення самородної сірки.
Сірка існує в кількох алотропних модифікаціях. За звичайних умов стійка моноклинна (a) сірка. За температури понад 95,4оС вона перетворюється на ромбічну ( b ) сірку [3, c. 21-23].
2. Роль неметалічних елементів у природі з точки зору біології
Кисень — досить поширена в природі речовина. Достатньо пригадати, що повітря на 1/5 складається з нього. Ця алотропна видозміна Оксигену відіграє важливу роль у процесах дихання, горіння, обміну речовин та енергії, виробництві металів тощо. Порівняно з киснем озону в природі значно менше. Якщо уявно стиснути під атмосферним тиском і рівномірно розташувати навколо Землі кисень, що є в атмосфері, та озон з озонового шару нашої планети, то товщина кисневого шару дорівнювала б майже 8 км, тоді як озонового — лише 3 мм. Невеликі порції озону утворюються з кисню повітря під час грози, у результаті окиснення
речовин смоли хвойних дерев. Тому повітря після грози та у хвойному лісі має особливий запах свіжості.
Озоновий шар і його значення. Унікальний озоновий шар знаходиться від поверхні Землі на висоті приблизно від 20 до 40 км. Походження цього шару пов’язане з тим, що у верхніх шарах атмосфери під впливом ультрафіолетового випромінювання Сонця кисень перетворюється на озон. Завдяки наявності озонового шару поглинаються промені, небезпечні для здоров’я людини й усього живого. Тобто алотропна видозміна Оксигену озон стає своєрідним фільтром, що затримує ультрафіолетове й електромагнітне випромінювання Сонця.
Алотропні видозміни Карбону. Поширеними природними алотропними видозмінами Карбону є алмаз і графіт. Ці речовини відрізняються між собою розміщенням атомів у вузлах кристалічних ґраток.
Озоновий шар поглинає ультрафіолетове випромінювання, небезпечне для живих організмів.
Проте життя на планеті Земля зародилося, вочевидь, в умовах відсутності озонового шару, оскільки збагачена киснем атмосфера — результат діяльності живих організмів [1, c. 17].
В атмосфері Землі озон міститься як дуже мала домішка — його концентрація ніде не перевищує тисячної відсотка. Незважаючи на це, озон відіграє дуже важливу роль в атмосфері Землі за рахунок своєї здатності поглинати випромінювання в деяких ділянках спектра, особливо в ультрафіолетовій та інфрачервоній. Ця здатність робить озон захисником усього живого на Землі від небезпечного для біологічних організмів (зокрема й людини) ультрафіолетового випромінювання з довжиною хвилі 200 — 320 нм. Озон присутній в атмосфері на усіх висотах від поверхні Землі до приблизно 100 км. Його розподіл по висоті нерівномірний — найбільша концентрація молекул О3 спостерігається в стратосфері на висоті 15-25 км. Величина максимальної концентрації змінюється залежно від різних обставин: пори року широти і т. д. Часто для зручності говорять лише про шар озону в стратосфері.
Якщо зібрати весь озон, що знаходиться в стовпі атмосфери від її верхньої межі до поверхні Землі, і опустити ці молекули О3 на поверхню, то при нормальних тиску і температурі ми матимемо шар товщиною близько 3 мм. Товщину такого шару, що дорівнює одній сотій міліметра, називають одиницею Добсона (о. Д.) і використовують для опису загальної кількості озону в атмосфері над певним місцем, що позначається N (О3). Таким чином, у середньому по Землі N (О3) = 300 о. Д. Загальна кількість озону значно змінюється в просторі і часі. Вона максимальна навесні у високих (70—80°) широтах і мінімальна в екваторіальній зоні. Бувають окремі дні, тижні і навіть місяці, коли в тому чи іншому місці на Землі спостерігаються дуже високі чи дуже низькі значення N (O3). Такі коливання загальної кількості озону відчутно ускладнюють виявлення тенденції зміни (трендів) N (О3) за останні десятиліття внаслідок антропогенного забруднення атмосфери.
Озон утворюється при з’єднанні молекули й атома кисню. Отже, для формування озону необхідно, щоб у повітрі були як молекули О2, так і атоми О. Останні утворюються з молекул О2 під дією сонячного ультрафіолетового випромінювання. Чим вище ми піднімаємося в атмосферу, тим активніше відбувається руйнування (дисоціація) О2, тим більше утворюється атомів О, тим ефективніше утворюються молекули О3. Це пояснює збільшення концентрації озону із збільшенням висоти над поверхнею Землі [2, c. 23].
3. Роль неметалічних елементів у природі з точки зору географії
Неметалічні корисні копалини – умовно виділена група різноманітних твердих нерудних корисних копалин, яка нараховує близько 100 видів. Єдиної, загальноприйнятої геолого-промислової класифікації неметалічних корисних копалин немає.
У геолого-розвідувальній практиці неметалічні корисні копалини звичайно поділяють на:
- гірничохімічну сировину (фосфорити, апатитові руди, калійні солі, борні руди, сірку самородну, йод, бром та ін.);
- гірничотехнічну сировину (слюда, азбест, графіт, тальк та ін.);
- нерудні буд. матеріали (граніт, лабрадорит, діорит, вапняк, доломіт, мармур, мергель, туфи, пісковики, перліт, глини, кварцові піски та ін.);
- п’єзооптичну сировину (кварц, ісландський шпат та ін.); дорогоцінні (коштовні) і виробні камені.
Використовуються в натуральному вигляді або після термічної, хімічної, механічної обробки, а також для вилучення з них сполук неметалічних елементів.
Поширеність неметалів у природі підлягає певним принципам. Найбільш активні неметали — галогени — зустрічаються у природі виключно у вигляді сполук, головним чином із лужними металами (карналіт КС1*МgСl2*6Н2О). 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 А12О3*2SiО2*2Н2О), а Сульфур — сульфати (гіпс СаSО4*2Н2О).
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 N2. 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 cполуки нерозчинні у воді й утворюють великі родовища.
Природний карбон зустрічається у двох формах — органічного та інерального 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 [1, c. 25].
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 [2, c. 27].
4. Роль неметалічних елементів у природі з точки зору фізики
Неметалічні елементи утворюють прості речовини, які відрізняються своїм складом.
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.
Фізичні властивості неметалів. Залежність фізичних властивостей неметалів від їхньої будови відображає схема 1.
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 4*103 МПа набуває металічних властивостей.
У той же час алотропні модифікації неметалів мають різну будову, що впливає на їхні властивості.
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.
Отже, фізичні властивості неметалів залежать від їхньої будови [3, c. 31].
Висновки
Неметали — прості речовини неметалічних елементів.
Деякі неметалічні елементи утворюють по кілька простих речовин. Таке явище називають алотропією.
Неметали мають атомну або молекулярну будову. Для них характерні невисокі температури плавлення і кипіння, нездатність проводити електричний струм.
Неметали вступають у реакції з металами, воднем, киснем і переважно є окисниками.
Більшість неметалів використовують у техніці, хімічній промисловості.
Азот і кисень — основні складові повітря. Воно містить також невеликі кількості інертних газів, серед яких найбільше аргону. У верхніх шарах атмосфери переважають найлегші гази — водень і гелій.
У повітрі є й озон. Він зосереджений у шарі атмосфери, нижня межа якого проходить на висоті приблизно 20 км, а верхня — 25 км. Це так званий озоновий шар. Об’ємна частка озону в ньому не перевищує 0,0003 %. Якби можна було зібрати в атмосфері весь озон разом, то його шар був би завтовшки всього 2—3 мм.
Озон утворюється із кисню під впливом космічної радіації або електричних розрядів (коли виникає блискавка): 3О2 = 2О3.
Він є нестійким і швидко перетворюється на кисень, поглинаючи при цьому частину ультрафіолетових променів сонячного світла, шкідливих для живих організмів. Отже, розкладаючись, озон захищає людину, тварин, рослини.
Список використаної літератури
- Буринська Н. Хімія. 10 клас: Підруч. для загальноосвіт. навч. закл. — 2.вид., перероб. та доп. — К.; Ірпінь : Перун, 2007. — 192с.
- Попель П. Хімія. 10 клас: підручник / П. П. Попель, Л. С. Крикля. — К. : Академія, 2006. — 232 с.
- Ярошенко О. Г. Хімія : Підручн. для 10 кл. загальноосвіт. навч. закл. (рівень стандарту, академічний рівень). — К. : Грамота, 2010. — 224 с.