Химические свойства простых веществ — неметаллов

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

${\displaystyle {\ce {H2->2H-432{\text{кДж}}}}}$.

Поэтому окислительная способность водорода проявляется в реакциях с активными металлами, как правило, при повышенных температуре и давлении. При обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например, с кальцием, образуя гидрид кальция:

${\displaystyle {{\ce {Ca + H2 -> CaH2}}}}$,

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

${\displaystyle {{\ce {H2 + F2 -> 2HF}}}}$.

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении:

${\displaystyle {{\ce {2H2 + O2 -> 2H2O}}}}$.

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

${\displaystyle {{\ce {CuO + H2 -> Cu + H2O}}}}$.

С галогенами образует галогеноводороды:

${\displaystyle {{\ce {H2 + F2 -> 2HF}}}}$, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

${\displaystyle {{\ce {H2 + Cl2 -> 2HCl}}}}$, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

${\displaystyle {{\ce {C + 2H2 -> CH4}}}}$.

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

${\displaystyle {{\ce {2Na + H2 -> 2NaH}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {Ca + H2 -> CaH2}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {Mg + H2 -> MgH2}}}}$.

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

${\displaystyle {{\ce {CaH2 + 2H2O -> Ca(OH)2 + 2H2 ^}}}}$.

Оксиды металлов (как правило, d-элементов) восстанавливаются до металлов:

${\displaystyle {{\ce {Fe2O3 + 3H2 -> 2Fe + 3H2O}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {WO3 + 3H2 -> W + 3H2O}}}}$.

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (например, Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (например, никель Ренея, палладий на угле).

В частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

${\displaystyle {{\ce {R - CH = CH - R' + H2 -> R - CH2 - CH2 - R'}}}}$.

В VIIА группе находятся фтор, хлор, бром, йод и астат. Эти элементы называют также галогенами (в переводе — рождающие соли).

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к теннессину. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

${\displaystyle {\mathsf {2Al+3F_{2}\rightarrow 2AlF_{3}+2989\;{\text{кДж}}}}.}$

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H₂, S, С, Si, Р); все реакции при этом сильно экзотермические и могут протекать со взрывом, например:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow 2HF+547\;{\text{кДж}}}}.}$

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

${\displaystyle {\mathsf {Hal_{2}+F_{2}\rightarrow 2HalF,\ Hal=Cl,\ Br,\ I}},}$

причём в соединениях HalF степени окисления хлора, брома, иода и астата равны +1.

При облучении фтор реагирует даже с тяжёлыми инертными (благородными) газами:

${\displaystyle {\mathsf {Xe+F_{2}\rightarrow XeF_{2}+152\;{\text{кДж}}}}.}$

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

${\displaystyle {\mathsf {2F_{2}+2H_{2}O\rightarrow 4HF+O_{2}}}}$

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов:

${\displaystyle {\mathsf {Si+2Cl_{2}\rightarrow SiCl_{4}+662\;{\text{кДж}}}},}$

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow 2HCl+185\;{\text{кДж}}}}.}$

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}{\xrightarrow[{}]{h\nu }}2Cl\cdot }}}$

${\displaystyle {\mathsf {Cl\cdot +H_{2}\rightarrow HCl+H\cdot }}}$

${\displaystyle {\mathsf {H\cdot +Cl_{2}\rightarrow HCl+Cl\cdot }}}$

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов ${\displaystyle {\mathsf {h\nu }}}$, которые вызывают диссоциацию молекул Cl₂ на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н₂ и Cl₂ послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреат Нобелевской премии (1956 год) Н. Н. Семёнов^[1].

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

${\displaystyle {\mathsf {CH_{4}+Cl_{2}\rightarrow CH_{3}Cl+HCl}}}$,

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}C{\text{=}}CH_{2}+Cl_{2}\rightarrow CH_{2}Cl{\text{-}}CH_{2}Cl}}}$.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2KBr\rightarrow 2KCl+Br_{2}}}}$,

а также обратимо реагирует с водой, образуя равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой:

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+H_{2}O\rightleftarrows HCl+HClO-25\;{\text{кДж}}}}.}$

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

• на холоде

${\displaystyle {\mathsf {Cl_{2}+2NaOH\rightarrow NaCl+NaClO+H_{2}O}}}$,

• при нагревании:

${\displaystyle {\mathsf {3Cl_{2}+6KOH\rightarrow 5KCl+KClO_{3}+3H_{2}O}}}$.

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно используют в жидком состоянии, и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора. Он вступает в те же реакции, что и хлор. Являясь более мягким реагентом, бром находит широкое применение в органической химии. Бром, так же как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду».

Растворимость в воде иода — 0,3395 грамма на литр при 25 градусах Цельсия, это меньше, чем у брома. Водный раствор иода называется «иодной водой». Иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

${\displaystyle {\mathsf {I_{2}+I^{-}\rightarrow [I_{3}]^{-}}}}$.

Образующийся раствор называется раствором Люголя.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и обратимой:

${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+I_{2}\rightleftarrows 2HI-53\;{\text{кДж}}}}.}$

Химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к астату. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять последующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов.

Астат ещё менее реакционноспособен, чем иод. Но и он реагирует с металлами (например с литием):

${\displaystyle {\mathsf {2Li+At_{2}\rightarrow 2LiAt}}}$.

При диссоциации образуются не только анионы, но и катионы At⁺: HAt диссоциирует на:

${\displaystyle {\mathsf {H^{+}+At^{-}\rightleftarrows HAt\rightleftarrows At^{+}+H^{-}}}}$.

Сильный окислитель, самый активный неметалл после фтора, образует бинарные соединения (оксиды) со всеми элементами, кроме гелия, неона, аргона, фтора (с фтором кислород образует фторид кислорода, так как фтор более электроотрицателен, чем кислород). Наиболее распространённая степень окисления −2. Как правило, реакция окисления протекает с выделением тепла и ускоряется при повышении температуры (см. Горение). Пример реакций, протекающих при комнатной температуре:

${\displaystyle {{\ce {4Li + O2 -> 2Li2O}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {2Sr + O2 -> 2SrO}}}}$.

Окисляет соединения, которые содержат элементы с не максимальной степенью окисления:

${\displaystyle {{\ce {2NO + O2 -> 2NO2 ^}}}}$.

Окисляет большинство органических соединений в реакциях горения:

${\displaystyle {{\ce {2C6H6 + 15O2 -> 12CO2 + 6H2O}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {CH3CH2OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}}}}$.

При определённых условиях можно провести мягкое окисление органического соединения:

${\displaystyle {{\ce {CH3CH2OH + O2 -> CH3COOH + H2O}}}}$.

Кислород реагирует непосредственно (при нормальных условиях, при нагревании и/или в присутствии катализаторов) со всеми простыми веществами, кроме Au и инертных газов (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn); реакции с галогенами происходят под воздействием электрического разряда или ультрафиолета. Косвенным путём получены оксиды золота и тяжёлых инертных газов (Xe, Rn). Во всех двухэлементных соединениях кислорода с другими элементами кислород играет роль окислителя, кроме соединений со фтором.

Кислород образует пероксиды со степенью окисления атома кислорода, формально равной −1.

• Например, пероксиды получаются при сгорании щелочных металлов в кислороде:

${\displaystyle {{\ce {2Na + O2 -> Na2O2}}}}$.

• Некоторые оксиды поглощают кислород:

${\displaystyle {{\ce {2BaO + O2 -> 2BaO2}}}}$.

• По теории горения, разработанной А. Н. Бахом и К. О. Энглером, окисление происходит в две стадии с образованием промежуточного пероксидного соединения. Это промежуточное соединение можно выделить, например, при охлаждении пламени горящего водорода льдом, наряду с водой, образуется пероксид водорода:

${\displaystyle {{\ce {H2 + O2 -> H2O2}}}}$.

• В надпероксидах кислород формально имеет степень окисления −½, то есть один электрон на два атома кислорода (ион O−
  2). Получают взаимодействием пероксидов с кислородом при повышенных давлении и температуре:

${\displaystyle {{\ce {Na2O2 + O2 -> 2NaO2}}}}$.

• Калий K, рубидий Rb и цезий Cs реагируют с кислородом с образованием надпероксидов:

${\displaystyle {{\ce {K + O2 -> KO2}}}}$.

• Неорганические озониды содержат ион O−
  3 со степенью окисления кислорода, формально равной −⅓. Получают действием озона на гидроксиды щелочных металлов:

${\displaystyle {{\ce {3KOH + 3O3 -> 2KO3 + KOH * H2O + 2O2 ^}}}}$.

• В ионе диоксигенила O+
  2 кислород имеет формально степень окисления +½. Получают по реакции:

${\displaystyle {{\ce {PtF6 + O2 -> O2PtF6}}}}$.

В этой реакции кислород проявляет восстановительные свойства.

Се́ра (химический символ — S, от лат. sulpur, sulphur, sulfur) — химический элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы шестой группы, VIA), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 16^[2].

Простое вещество сера — это светло-жёлтый порошкообразный неметалл. В водородных и кислородных соединениях находится в составе различных ионов, образуя многие кислоты и соли. Практически нерастворима в воде. Многие серосодержащие соли малорастворимы в воде. Сера — хороший окислитель, как и O₂, Но более сильные окислители, такие как кислород и галогены, окисляют её.

Реакции с неметаллами

Реагент	Уравнение	Описание
O2	${\displaystyle {\mathsf {S+O_{2}\rightarrow SO_{2}\uparrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {2SO_{2}+O_{2}\rightarrow 2SO_{3}\uparrow }}}$	На воздухе сера горит, образуя сернистый газ — бесцветный газ с резким запахом. С помощью спектрального анализа установлено, что на самом деле процесс окисления серы в двуокись представляет собой цепную реакцию и происходит с образованием ряда промежуточных продуктов: моноокиси серы S2O2, молекулярной серы S2, свободных атомов серы S и свободных радикалов моноокиси серы SO. Окисляется оксид серы (IV) кислородом воздуха при температуре 400—500 °C, в присутствии катализатора (V2O5, Pt, NaVO3, Fe2O3). Реакция ${\displaystyle {\mathsf {2SO_{2}+O_{2}\rightarrow 2SO_{3}\uparrow }}}$ экзотермична (ΔrHo = −198 кДж/моль)
Hal2	${\displaystyle {\mathsf {S+3F_{2}\rightarrow SF_{6}\uparrow }}}$	Восстановительные свойства серы проявляются в реакциях серы и с другими неметаллами, однако при комнатной температуре сера реагирует только со фтором. Гексафторид серы представляет собой плотный газ, используемый в качестве изоляционного газа в высоковольтных трансформаторах; это также нереактивный и нетоксичный пропеллент для контейнеров под давлением.
	${\displaystyle {\mathsf {S+Cl_{2}{\xrightarrow {t}}SCl_{2}}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {2S+Cl_{2}{\xrightarrow {t}}S_{2}Cl_{2}}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {nS+Cl_{2}{\xrightarrow {t}}S_{n}Cl_{2}}}}$	Расплав серы реагирует с хлором, при этом возможно образование двух низших хлоридов (дихлорид серы и дитиодихлорид)>, являющиеся важными промышленными химическими веществами. При избытке серы также образуются разнообразные дихлориды полисеры типа SnCl2.
P	${\displaystyle {\mathsf {5S+2P{\xrightarrow {^{o}t}}\ P_{2}S_{5}}}}$	При нагревании сера также реагирует с фосфором, образуя смесь сульфидов фосфора, среди которых — высший сульфид P2S5
H2 С Si	${\displaystyle {\mathsf {S+H_{2}{\xrightarrow {^{o}t}}\ H_{2}S\uparrow }}}$ ${\displaystyle {\mathsf {C+2S{\xrightarrow {^{o}t}}\ CS_{2}}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {Si+2S{\xrightarrow {^{o}t}}\ SiS_{2}}}}$	Кроме того, при нагревании сера реагирует с водородом, углеродом, кремнием, образуя сероводород, сероуглерод, сульфид кремния

Реакции с металлами

Реагент	Уравнение	Описание
M	${\displaystyle {\mathsf {2Na+S{\xrightarrow {^{o}t}}\ Na_{2}S}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {Ca+S{\xrightarrow {^{o}t}}\ CaS}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {2Al+3S{\xrightarrow {^{o}t}}\ Al_{2}S_{3}}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {Fe+S{\xrightarrow {^{o}t}}\ FeS}}}$	При нагревании сера взаимодействует со многими металлами, часто — весьма бурно. Иногда смесь металла с серой загорается при поджигании. При этом взаимодействии образуются сульфиды
M2S	${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}S+S\rightarrow Na_{2}S_{2}}}}$	Растворы сульфидов щелочных металлов реагируют с серой с образованием полисульфидов

Со сложными веществами

Реагент	Уравнение	Описание
KOH	${\displaystyle {\mathsf {3S+6KOH_{melt}{\xrightarrow {^{o}t}}\ K_{2}SO_{3}+2K_{2}S+3H_{2}O}}}$	Из сложных веществ следует отметить прежде всего реакцию серы с расплавленной щёлочью, в которой сера диспропорционирует аналогично хлору. Полученный сплав называется серной печенью.
HNO3 H2SO4	${\displaystyle {\mathsf {S+6HNO_{3(conc.)}{\xrightarrow {^{o}t}}\ H_{2}SO_{4}+6NO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}$ ${\displaystyle {\mathsf {S+2H_{2}SO_{4(conc.)}{\xrightarrow {^{o}t}}\ 3SO_{2}\uparrow +2H_{2}O}}}$	С концентрированными кислотами-окислителями (HNO3, H2SO4) сера реагирует только при длительном нагревании

Реагент	Уравнение	Описание
to	${\displaystyle {\mathsf {S_{8}{\xrightarrow {t^{o}}}S_{6}{\xrightarrow {t^{o}}}S_{4}}}}$	При увеличении температуры в парах серы происходят изменения в количественном молекулярном составе. Число атомов в молекуле уменьшается
	${\displaystyle {\mathsf {S_{4}{\xrightarrow {800-1400^{o}}}\ S_{2}}}}$	При 800—1400 °C пары состоят в основном из двухатомной серы
	${\displaystyle {\mathsf {S_{2}{\xrightarrow {1700^{o}}}\ S}}}$	А при 1700 °C сера становится атомарной

Азо́т (химический символ — N, от лат. Nitrogenium) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы, VA), второго периода периодической системы Д. И. Менделеева, с атомным номером 7.

Как простое вещество (при н. у.) азот — двухатомный газ (химическая формула — N₂) без цвета, вкуса и запаха.

Один из самых распространённых элементов на Земле. Основной компонент воздуха: 78 % объёма.

Химически весьма инертен, однако реагирует с комплексными соединениями переходных металлов^[3]. Применяется как инертная среда для множества технологических процессов; жидкий азот — хладагент.

Азот в свободном состоянии существует в форме двухатомных молекул N₂, электронная конфигурация которых описывается формулой σ_s²σ_s^*2π_{x, y}⁴σ_z², что соответствует тройной связи между атомами азота N≡N (длина связи d_N≡N = 0,1095 нм). Вследствие этого молекула азота крайне прочна, для реакции диссоциации N₂ ↔ 2 N изменение энтальпии в реакции ΔH°₂₉₈ = 945 кДж/моль, константа скорости реакции К₂₉₈ = 10⁻¹²⁰, то есть диссоциация молекул азота при нормальных условиях практически не происходит (равновесие практически полностью сдвинуто влево). Молекула азота неполярна и слабо поляризуется, силы взаимодействия между молекулами очень слабые, поэтому в обычных условиях азот газообразен.

Даже при 3000 °C степень термической диссоциации N₂ составляет всего 0,1 %, и лишь при температуре около 5000 °C достигает нескольких процентов (при нормальном давлении). В высоких слоях атмосферы происходит фотохимическая диссоциация молекул N₂. В лабораторных условиях можно получить атомарный азот, пропуская газообразный N₂ при сильном разрежении через поле высокочастотного электрического разряда. Атомарный азот намного активнее молекулярного: в частности, при обычной температуре он реагирует с серой, фосфором, мышьяком и с рядом металлов, например, со ртутью.

Вследствие большой прочности молекулы азота некоторые его соединения эндотермичны (многие галогениды, азиды, оксиды), то есть энтальпия их образования положительна, а соединения азота термически малоустойчивы и довольно легко разлагаются при нагревании. Именно поэтому азот на Земле находится по большей части в свободном состоянии.

Ввиду своей значительной инертности азот при обычных условиях реагирует только с литием:

${\displaystyle {{\ce {6Li + N2 -> 2Li3N}}}}$,

при нагревании он реагирует с некоторыми другими металлами и неметаллами, также образуя нитриды:

${\displaystyle {{\ce {3Mg + N2 -> Mg3N2}}}}$ (Нитрид магния),

${\displaystyle {{\ce {2B + N2 -> 2BN}}}}$ (Нитрид бора).

Наибольшее практическое значение имеет нитрид водорода (аммиак) NH₃, получаемый взаимодействием водорода с азотом (см. ниже).

В электрическом разряде реагирует с кислородом, образуя оксид азота(II) NO:

${\displaystyle {{\ce {N2 + O2 <->[{2000 ℃}] 2NO - Q}}}}$.

Описано несколько десятков комплексов с молекулярным азотом.

Фо́сфор (химический символ — P, от др.-греч. φῶς — свет и φέρω — несу, φωσφόρος — светоносный; также от лат. Phosphorus) — химический элемент 15-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы пятой группы, VA) третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 15.

Фосфор — один из распространённых элементов земной коры: его содержание составляет 0,08—0,09 % её массы. Концентрация в морской воде 0,07 мг/л. В свободном состоянии не встречается из-за высокой химической активности. Образует около 190 минералов, важнейшими из которых являются апатит Ca₅(PO₄)₃ (F,Cl,OH), фосфорит (Сa₃(PO₄)₂) и другие. Фосфор входит в состав важнейших биологических соединений — фосфолипидов. Содержится в животных тканях, входит в состав белков и других важнейших органических соединений (АТФ, ДНК), является элементом жизни. Химическая активность фосфора значительно выше, чем у азота. При этом тенденция к образованию кратных связей у фосфора выражена слабее, чем у азота. Это объясняется тем, что две одинарные связи (δ + δ) имеют большую энергию, чем одна двойная (δ + π), а три одинарные (δ + δ + δ) — большую, чем одна тройная (δ + π + π). Поэтому фосфор не образует соответствующие аналоги соединений и ионов азота с кратными связями (N₂, NO, N₃^-, N₂⁺). Особенностью фосфора, с другой стороны, является способность образовывать цепочечные и кластерные структуры. Химические свойства фосфора во многом определяются его аллотропной модификацией. Белый фосфор очень активен, в процессе перехода к красному и чёрному фосфору химическая активность снижается. Белый фосфор в воздухе при окислении кислородом воздуха при комнатной температуре излучает видимый свет, свечение обусловлено фотоэмиссионной реакцией окисления фосфора.

В жидком и растворённом состоянии, а также в парах до 800 °С фосфор состоит из молекул ${\displaystyle {{\ce {P4}}}}$. При нагревании выше 800 °С молекулы диссоциируют:

${\displaystyle {{\ce {P4 -> 2 P2}}}}$.

При температуре выше 2000 °С молекулы распадаются на атомы.

Фосфор легко окисляется кислородом:

${\displaystyle {{\ce {4 P + 5 O2 -> 2 P2O5}}}}$ (с избытком кислорода),

${\displaystyle {{\ce {4 P + 3 O2 -> 2 P2O3}}}}$ (при медленном окислении или при недостатке кислорода).

Взаимодействует со многими простыми веществами — галогенами, серой, некоторыми металлами, проявляя окислительные и восстановительные свойства:

с металлами — окислитель, образует фосфиды:

${\displaystyle {{\ce {2 P + 3 Ca -> Ca3P2}}}}$.

фосфиды разлагаются водой и кислотами с образованием фосфина.

C неметаллами — восстановитель:

${\displaystyle {{\ce {2 P + 3 S -> P2S3}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {2 P + 5 Cl2 -> 2 PCl5}}}}$.

С водородом фосфор практически не соединяется. Однако вода разлагает некоторые фосфиды по реакции, например:

${\displaystyle {{\ce {Ca3P2 + 6 H2O -> 2 PH3 ^ + 3 Ca(OH)2}}}}$

может быть получен аналогичный аммиаку фосфористый водород (фосфин) — ${\displaystyle {{\ce {PH3}}}}$.

Взаимодействует с водяным паром при температуре выше 500 °С, протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина и фосфорной кислоты:

${\displaystyle {{\ce {8 P + 12 H2O -> 5 PH3 ^ + 3 H3PO4}}}}$.

Реакция взаимодействия красного фосфора и воды с образованием ортофосфорной кислоты и водорода. Реакция протекает при температуре 700—900 °C. Катализатором могут выступать: платина, медь, титан, цирконий[1]:

${\displaystyle {{\ce {2 P + 8 H2O ->[700-900^oC, kat] 2 H3PO4 + 5 H2 ^}}}}$.

В холодных концентрированных растворах щелочей также медленно протекает реакция диспропорционирования с образованием фосфина:

${\displaystyle {{\ce {4 P + 3 KOH + 3 H2O ->[\tau] PH3 ^ + 3 KH2PO2}}}}$.

Углеро́д (химический символ — C, от лат. Сarboneum) — химический элемент четырнадцатой группы второго периода (по устаревшей классификации — главной подгруппы четвёртой группы, IVA) периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 6.

Три изотопа данного элемента встречаются в окружающем нас мире. Изотопы ¹²C и ¹³C являются стабильными, в то время как ¹⁴C радиоактивный (период полураспада данного изотопа составляет 5730 лет). Углерод был известен ещё в античном мире.

Способность углерода образовывать полимерные цепочки порождает огромный класс соединений на основе углерода, называемых органическими, которых значительно больше, чем неорганических, и изучением которых занимается органическая химия.

При обычных температурах углерод химически инертен, при достаточно высоких температурах соединяется со многими элементами, проявляет сильные восстановительные свойства. Химическая активность разных форм углерода убывает в ряду: аморфный углерод, графит, алмаз, на воздухе они воспламеняются при температурах соответственно выше 300—501 °C, 600—700 °C и 800—1000 °C.

Степень окисления бывает от −4 до +4. Сродство к электрону 1,27 эВ; энергия ионизации при последовательном переходе от С⁰ к С⁴⁺ соответственно 11,2604, 24,383, 47,871 и 64,19 эВ.

Кре́мний (химический символ — Si, от лат. Silicium) — химический элемент 14-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы четвёртой группы, IVA), третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 14.

Простое вещество кремний представляется в различных модификациях. В аморфной форме — это коричневый порошок, в кристаллической — тёмно-серый, слегка блестящий полуметалл, являющийся вторым по распространённости химическим элементом в земной коре (после кислорода).

Имеет очень важное значение для современной электроники.

Подобно атомам углерода, для атомов кремния является характерным состояние sp³-гибридизации орбиталей, поэтому чистый кристаллический кремний образует алмазоподобную кубическую кристаллическую решётку с координационным числом 4, в которой кремний четырёхвалентен и связан с соседними атомами кремния ковалентными связями. В соединениях кремний обычно также проявляет себя как четырёхвалентный элемент со степенями окисления +4 или −4. Известны двухвалентные соединения кремния, например, монооксид кремния — SiO.

При нормальных условиях кремний химически малоактивен и активно реагирует только с газообразным фтором, при этом образуется летучий тетрафторид кремния ${\displaystyle {{\ce {SiF4}}}}$:

${\displaystyle {{\ce {Si + 2F2 -> SiF4 ^}}}}$.

Такая химическая инертность кремния связана с пассивацией поверхности слоем диоксида кремния нанометровой толщины, немедленно образующегося в присутствии кислорода, воздуха или воды (водяных паров).

При нагревании до температуры свыше 400—500 °C кремний реагирует с хлором, бромом и иодом — с образованием соответствующих легко летучих тетрагалогенидов ${\displaystyle {{\ce {SiX4}}}}$, ${\displaystyle {{\ce {X}}}}$ — галоген, и, возможно, галогенидов более сложного состава.

При нагревании до температуры свыше 400—500 °C кремний реагирует с кислородом с образованием диоксида SiO₂:

${\displaystyle {{\ce {Si + O2 ->[400-500^oC] SiO2}}}}$.

Процесс сопровождается увеличением толщины слоя диоксида на поверхности, скорость процесса окисления лимитируется диффузией атомарного кислорода сквозь плёнку диоксида.

При восстановлении SiO₂ кремнием при температурах свыше 1200 °C образуется оксид кремния (II) — SiO:

${\displaystyle {{\ce {Si + SiO2 ->[t > 1200^oC] 2SiO}}}}$.

Этот процесс постоянно происходит при производстве выращивании монокристаллов кремния методами Чохральского, направленной кристаллизации, потому что в них используются тигли из диоксида кремния, как наименее загрязняющего кремний материала.

С водородом кремний непосредственно не реагирует. Соединения кремния с водородом — силаны с общей формулой ${\displaystyle {\ce {Si_{\mathit {n}}H_{2{\mathit {n}}+2}}}}$ — получают косвенным путём^[4]. Моносилан ${\displaystyle {{\ce {SiH4}}}}$ (его часто называют просто силаном) выделяется при взаимодействии силицидов активных металлов с растворами кислот, например:

${\displaystyle {{\ce {Ca2Si + 4HCl -> 2CaCl2 + SiH4 ^}}}}$

Образующийся в этой реакции силан ${\displaystyle {{\ce {SiH4}}}}$ содержит примесь и других силанов, в частности, дисилана ${\displaystyle {{\ce {Si2H6}}}}$ и трисилана ${\displaystyle {{\ce {Si3H8}}}}$, в которых имеется цепочка из атомов кремния, связанных между собой одинарными связями ${\displaystyle {{\ce {(-Si-Si-Si{}-)}}}}$.

С азотом и бором кремний реагирует при температуре около 1000 °C, образуя соответственно нитрид Si₃N₄ и термически и химически стойкие бориды разного состава SiB₃, SiB₆ и SiB₁₂.

При температурах свыше 1000 °C можно получить соединение кремния и его ближайшего аналога по таблице Менделеева — углерода — карбид кремния SiC (карборунд), который характеризуется высокой твёрдостью и низкой химической активностью:

${\displaystyle {{\ce {Si + C ->[t > 1000^oC] SiC}}}}$.

Карборунд широко используется как абразивный материал. При этом расплав кремния (1415 °C) может длительное время контактировать с углеродом в виде крупных кусков плотноспечённого мелкозернистого графита изостатического прессования, практически не растворяя и никак не взаимодействуя с последним.

Нижележащие элементы 4-й группы (Ge, Sn, Pb) неограниченно растворимы в кремнии и многие другие металлы.

При нагревании кремния с металлами могут образовываться их соединения — силициды:

${\displaystyle {{\ce {mSi+nMe->[t^{{\ce {oC}}}]Me_{n}Si_{m}}}}}$.

Силициды можно подразделить на две группы: ионно-ковалентные (силициды щелочных, щёлочноземельных металлов и магния типа Ca₂Si, Mg₂Si и др.) и металлоподобные (силициды переходных металлов). Силициды активных металлов разлагаются под действием кислот, силициды переходных металлов химически стойки и под действием кислот не разлагаются.

Металлоподобные силициды имеют высокие температуры плавления (до 2000 °C). Наиболее часто образуются металлоподобные силициды составов MeSi, Me₃Si₂, Me₂Si₃, Me₅Si₃ и MeSi₂. Металлоподобные силициды химически инертны, устойчивы к действию кислорода даже при высоких температурах.

С железом кремний образует эвтектическую смесь, что позволяет спекать (сплавлять) эти материалы для образования ферросилициевой керамики при температурах, заметно меньших, чем температуры плавления железа и кремния.

Для кремния характерно образование кремнийорганических соединений, в которых атомы кремния соединены в длинные цепочки за счёт мостиковых атомов кислорода ${\displaystyle {{\ce {-O{}-}}}}$, а к каждому атому кремния, кроме двух атомов ${\displaystyle {{\ce {O}}}}$, присоединены ещё два органических радикала ${\displaystyle {{\ce {R1}}}}$ и ${\displaystyle {{\ce {R2=CH3}}}}$, ${\displaystyle {{\ce {C2H5}}}}$, ${\displaystyle {{\ce {C6H5}}}}$, ${\displaystyle {{\ce {CH2CH2CF3}}}}$ и др.

Пример реакции получения:

${\displaystyle {{\ce {2Zn(C2H5)2 + SiCl4 -> Si(C2H5)4 + 2ZnCl2}}}}$.

Для травления кремния наиболее широко используют смесь плавиковой и азотной кислот. Некоторые специальные травители предусматривают добавку хромового ангидрида и иных веществ. При травлении кислотный травильный раствор быстро разогревается до температуры кипения, при этом скорость травления многократно возрастает.

1. ${\displaystyle {{\ce {Si + 2HNO3 -> SiO2 + NO ^ + NO2 ^ + H2O}}}}$,
2. ${\displaystyle {{\ce {SiO2 + 4HF -> SiF4 ^ + 2H2O}}}}$,
3. ${\displaystyle {{\ce {3SiF4 + 3H2O -> 2H2SiF6 + H2SiO3 v}}}}$.

Для травления кремния могут использоваться водные растворы щелочей. Травление кремния в щелочных растворах начинается при температуре раствора более 60 °C.

1. ${\displaystyle {{\ce {Si + 2KOH + H2O -> K2SiO3 + 2H2 ^}}}}$,
2. ${\displaystyle {{\ce {K2SiO3 + 2H2O -> H2SiO3 + 2KOH}}}}$.

Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту:

${\displaystyle {{\ce {3 P + 5 HNO3 + 2 H2O -> 3 H3PO4 + 5NO ^}}}}$,

${\displaystyle {{\ce {2 P + 5 H2SO4 -> 2 H3PO4 + 5 SO2 ^ + 2 H2O}}}}$.

Реакция окисления фосфора происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль:

${\displaystyle {{\ce {6 P + 5 KClO3 -> 5 KCl + 3 P2O5}}}}$

${\displaystyle {{\ce {2 P + KClO3 -> KCl + P2O3}}}}$.

Неметаллы могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства. Самый сильный окислитель из неметаллов — фтор. На химические свойства неметаллов влияет их расположение в периодической системе, степень окисления, взаимодействие с другими веществами и др.