Вступ

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 (   Н_утв. = -286 кДж/моль). Лише за температури понад 1000^оС помітним стає розкладання на прості речовини:

2H₂O=2H₂+O₂

Понад 5000^оС 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=CuSO_4*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  CaF_{2 *} 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 95,4^оС 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 КС_1*МgСl_2*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 СаSО_4*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

1. Буринська Н. Хімія. 10 клас: Підруч. для загальноосвіт. навч. закл. — 2.вид., перероб. та доп. — К.; Ірпінь : Перун, 2007. — 192с.
2. Попель П. Хімія. 10 клас: підручник / П. П. Попель, Л. С. Крикля. — К. : Академія, 2006. — 232 с.
3. Ярошенко О. Г. Хімія : Підручн. для 10 кл. загальноосвіт. навч. закл. (рівень стандарту, академічний рівень). — К. : Грамота, 2010. — 224 с.