Главная составляющая часть атмосферы Земли. Слово «Азот», предложенное французским химиком А.Лавуазье в конце 18 века, греческого происхождения. «Азот» означает «Безжизненный». Именно так считал Лавуазье, а также его современники. Элемент азот образует простое вещество, которое при обычных условиях является газом, без цвета, запаха и вкуса. Этот газ был выделен из воздуха в 1772 году Резерфордом и Шееле. Этот газ не поддерживал дыхания и горения, поэтому и был так назван. Однако дышать чистым кислородом постоянно человек не может. Даже больным дают чистый кислород только непродолжительное время. Называть его безжизненным не совсем правильно. Все растения подкармливают азотом, калием, фосфором, внося минеральные удобрения. Азот входит в состав важнейших органических соединений, в том числе таких важных, как белки и аминокислоты. Для человека чрезвычайно полезна относительная инертность этого газа. Будь он более склонен к химическим реакциям, атмосфера Земли не могла бы существовать в том виде, в каком она существует. Сильный окислитель кислород вступил бы с азотом в реакцию, и образовались бы ядовитые оксиды азота. Но если бы азот нельзя было связать ни при каких условиях, не было бы и жизни на Земле. На долю азота приходится около 3% от массы человеческого организма. Не связанный азот применяется широко. Это самый дешевый из газов, химически инертных в обычных условиях, поэтому в тех процессах металлургии и большой химии, где надо защищать активное соединение или расплавленный металл от взаимодействия с кислородом воздуха , создают чисто азотные защитные атмосферы. Под защитой азота хранят в лабораториях легко окисляющиеся вещества. В металлургии азотом насыщают поверхности некоторых металлов и сплавов, чтобы придать им большую твердость и износоустойчивость. Широко известно, например, азотирование стали и титановых сплавов.

Жидкий азот (температуры плавления и кипения азота: -210*С и -196*С) используют в холодильных установках.

Малая химическая активность азота объясняется, прежде всего, строением его молекулы. В молекуле между атомами азота тройная связь. Чтобы разрушить молекулу азота, необходимо затратить очень большую энергию – 954,6 кДж\моль. Без разрушения молекулы азот в химическую связь не вступит. При обычных условиях с ним способен вступить в реакцию только литий, образуя нитрид.

Атомарный азот намного активнее, но даже при 3000*С не наблюдается заметного разложения молекул азота на атомы.

Соединения азота имеют огромное значение для науки и для многих отраслей промышленности. Ради получения связанного азота человечество идет на огромные энергетические затраты. Основным способом связывания азота в промышленных условиях остается синтез аммиака. Сам аммиак используется ограниченно и обычно в виде водных растворов. Но аммиак, в отличие от атмосферного азота, довольно легко вступает в реакции присоединения и замещения . И окисляется он легче, чем азот. Поэтому аммиак и стал исходным продуктом для получения большинства азотсодержащих веществ. Известны пять оксидов азота. В промышленности широко применяется азотная кислота. Ее соли – нитраты, используются в качестве удобрений.

Азот образует еще одну кислоту – азотистую. Некоторые микроорганизмы могут связывать азот воздуха. Это почвенные азотфиксирующие бактерии.

Латинское название азота «нитрогениум» введено в 1790 году Ж.Шапталем, означает

«рождающий селитру».

В О Д О Р О Д № 1 Н 1

На долю водорода на Земле, включая воду и воздух, приходится около 1% по массе. Это распространенный и жизненно важный элемент. Он входит в состав всех растений и животных, а также в состав самого распространенного на Земле вещества – воды.

Водород – самый распространенный элемент Вселенной. Он стоит в начале длинного и сложного процесса синтеза элементов в звездах.

Солнечная энергия – основной источник жизни на Земле. А первооснова этой энергии – термоядерная реакция, происходящая на Солнце в несколько стадий . При этом выделяется огромное количество энергии. Человеку удалось воспроизвести на Земле не очень точное подобие главной солнечной реакции. В земных условиях мы можем заставить вступить в такую реакцию только тяжелые изотопы водорода – дейтерий и тритий. Обычный же водород – протий – с массой 1 здесь нам не подвластен.

В периодической системе элементов водород занимает особое место. Это элемент, с которого начинается периодическая система. Он обычно стоит в 1 группе над литием. Потому что у атома водорода один валентный электрон. Но в современных изданиях таблицы водород помещают в 7 группе над фтором, так как у водорода находят общее с галогенами. К тому же водород способен давать соединение с металлами – гидрид металла. Практически из них наиболее важно соединение лития с тяжелым водородом дейтерием. У изотопов водорода физические и химические свойства сильно различаются, поэтому их достаточно просто разделить. Элемент водород образует простое вещество, которое называется тоже водород. Это газ, бесцветный, без вкуса и запаха. Он самый легкий из газов, в 14,4 раза легче воздуха. Водород становится жидким при -252,6*С и твердым при -259,1*С. В обычных условиях химическая активность водорода невелика, он реагирует с фтором и хлором. Но при повышенной температуре водород взаимодействует с бромом, йодом, серой, селеном, теллуром, а в присутствии катализаторов – с азотом, образуя аммиак. Смесь 2 объемов водорода и 1 объема кислорода называют гремучим газом. Она при поджигании сильно взрывается. При горении водород образует воду. При высокой температуре водород способен «изъять» кислород из многих молекул, в том числе из большинства оксидов металлов. Водород – это великолепный восстановитель. Но так как этот восстановитель дорогой и работать с ним не просто, для восстановления металлов его применяют ограниченно. Водород широко используют в процессе гидрогенизации – превращения жидких жиров в твердые. Крупнейшими потребителями водорода остаются производства аммиака и метилового спирта. Все больший интерес в наши дни проявляют к водороду как к источнику тепловой энергии. Это связано с тем , что при сгорании чистого водорода выделяется больше тепла, чем при сжигании такого же количества любого горючего. К тому же при сжигании водорода не выделяется вредных примесей, загрязняющих атмосферу.

Б Е Р И Л Л И Й №4 Be 2 2

Бериллий был обнаружен в 1798 году знаменитым французским химиком Л.Вокленом в полудрагоценном камне берилле. Отсюда и название элемента. Впрочем, Воклен выделил только новую «землю» - оксид неизвестного металла. Относительно чистый бериллий был получен в виде порошка только через 30 лет независимо Ф.Велером в Германии и Э. Бюсси во Франции.

Долгое время многие химики считали, что бериллий – трехвалентный металл с атомной массой 13,8. Для такого металла не находилось места в периодической системе, и тогда, несмотря на очевидное сходство бериллия с алюминием, Д.И.Менделеев поместил этот элемент во вторую группу, изменив его атомную массу на 9. Вскоре шведские ученые Л.Нильсон и О.Петерсон нашли, что атомная масса бериллия 9,1, что соответствовало предположениям Д.И.Менделеева.

Бериллий – редкий элемент. Из соединений бериллия чаще всего встречается берилл

Be3Al2(SiO3)6. Бериллий входит в состав и других природных соединений. Среди них - драгоценные камни: изумруд, аквамарин, гелиодор, которые использовали для украшений еще в древности.

Чистый бериллий – светло-серый, легкий и хрупкий металл. Бериллий химически активен. Атом его легко отдает свои 2 электрона с внешней оболочки (степень окисления +2). На воздухе бериллий покрывается оксидной пленкой, ВеО, предохраняющей его от коррозии и очень тугоплавкой, а в воде – пленкой Ве(ОН)2, которая также защищает металл. Бериллий реагирует с серной, соляной и другими кислотами. С азотной реагирует только при нагревании. Легко соединяется с галогенами, серой, углеродом.

Во второй половине 20 века бериллий стал необходим во многих отраслях техники. Этот металл и его сплавы отличаются уникальным сочетанием различных свойств. Конструкционные материалы на основе бериллия обладают одновременно и легкостью и прочностью. А также они стойки к высоким температурам. Будучи в 1,5 раза легче алюминия, эти сплавы в то же время прочнее многих специальных сталей. Эти качества и сам бериллий и многие его сплавы не утрачивают при температуре 700 – 800 *С, поэтому они используются в космической и авиационной технике.

Бериллий необходим и в атомной технике: он стоек к радиации и выполняет роль отражателя нейтронов.

Недостатками бериллия следует считать его хрупкость и токсичность. Все соединения бериллия ядовиты. Известно специфическое заболевание – бериллиоз, при котором поражаются многие системы живого организма и даже скелет.
Л И Т И Й №3 Li 2 1

петалита LiAl(Si4O10). Этот минерал выглядит как самый обыкновенный камень, и поэтому металл назвали литием, от греческого «литос» - камень. В земной коре лития содержится три тысячных процента от общей массы. Известно около 30 минералов лития, 5 из них имеют промышленное значение.

Литий – самый легкий из металлов, почти вдвое легче воды. Он серебристо-белого цвета, с ярким металлическим блеском. Литий мягок, легко режется ножом. На воздухе он быстро тускнеет, соединяясь с кислородом воздуха. Литий значительно слабее, чем калий или натрий. Реагируя с водой, образует щелочь LiOH.При этом он не воспламеняется, как это происходит в реакции калия с водой . Зато с азотом, углеродом, водородом литий реагирует легче других щелочных металлов. Это один из немногих элементов, которые непосредственно соединяются с азотом.

Некоторые соли лития (карбонат, фторид), в отличие от аналогичных солей его соседей по группе, плохо растворяются в воде. Долгое время и литий, и его соединения почти не находили практического применения. Лишь в 20 веке их стали использовать в производстве аккумуляторов, в химической промышленности как катализаторы, в металлургии. Сплавы лития легки, прочны, пластичны. Но главная область применения лития сегодня – атомная техника.

Один из двух природных изотопов лития с массой 6 оказался самым доступным источником промышленного получения тяжелого изотопа водорода – трития, участвующего в термоядерной реакции. Другой изотоп лития с массой 7 используют в качестве теплоносителя для ядерных реакторов. Дефицит лития в организме человека приводит к психическим расстройствам. Избыток металла в организме вызывает общую заторможенность, нарушение дыхания и сердечного ритма, слабость, сонливость, потерю аппетита, жажду, расстройство зрения, а также дерматит лица и рук.

Б О Р №5 В 2 3

Название «бор» происходит от арабского «бурак» - «бура». Этот элемент впервые выделили из борной кислоты в 1808 году известные французские химики Ж.Гей-Люссак и Л.Тенар. Правда, в полученном ими веществе бора было не больше 70%. Бор 99% -ной чистоты впервые был получен американским химиком Э.Вейнтраубом лишь через 101 год.

В природе бор встречается в основном в виде буры NaB4O7 на 10Н2О,

Кернита Na2B4O7 на 4Н2О и сассолина (природной борной кислоты) Н3ВО3.

Очень чистый бор бесцветен, однако бесцветный бор видели немногие. Из-за примесей мелкокристаллический бор обычно бывает темно-серого, черного или бурого цвета.

При обычной температуре бор взаимодействует только с фтором, при нагревании – с другими галогенами, кислородом, серой, углеродом, азотом, фосфором, с металлами, а из кислот – с азотной и серной. В соединениях он проявляет степень окисления +3.

Известнейшее соединение бора – борная кислота – довольно широко используется в медицине как дезинфицирующее средство. Буру – соль борной кислоты – издавна применяют в производстве специальных сортов стекла. Но не из-за этого бор в наши дни стал элементом очень важным для промышленности.

Природный бор состоит всего из двух изотопов с массами 10 и 11. По химическим свойствам они, как любые изотопы одного элемента, практически неразличимы, но для ядерной физики эти изотопы – антиподы. Физиков, прежде всего, интересует такая характеристика легких изотопов, как способность их ядер захватывать (или, наоборот, не захватывать) нейтроны, образующиеся в ходе цепной ядерной реакции и необходимые для ее поддержания. Оказалось, что легкий изотоп бора с массой 10 принадлежит к числу самых агрессивных «захватчиков» тепловых нейтронов, а тяжелый изотоп бора с массой 11 индифферентен к ним. Каждый из этих изотопов может быть полезен при сооружении атомных реакторов в большей степени, чем природная смесь изотопов этого элемента.

Изотопы бора научились разделять в сложных физико-химических процессах и получать моноизотопные соединения и сплавы. Изотоп бора с массой 11 используют как легирующую добавку в материалах активной зоны реакторов, а из изотопов бора с массой 10 делают управляющие стержни, с помощью которых улавливают избыток нейтронов и таким образом регулируют ход ядерной цепной реакции.

Очень широко применение натрия и его соединений в промышленности. Жидкий натрий служит теплоносителем в атомных реакторах некоторых конструкций. Металлическим натрием восстанавливают из соединений такие ценные металлы, как цирконий, тантал, титан. Первый в мире промышленный способ получения каучука, разработанный Лебедевым С.В., предусматривал использование натриевого катализатора. Участвует натрий и в процессах органического синтеза.

Многие соединения натрия – важные продукты химической промышленности. Это едкий натр, или каустическая сода, или каустик – NaOH. Кальцинированная сода или карбонат натрия. Карбонат натрия образует десятиводный кристаллогидрат, известный под названием кристаллической соды. Широко используется карбонат калия, известный под названием поташ. Элемент назван натрием от арабского «натрун» - сода.

Неметаллы - это химические элементы, которые образуют в свободном виде простые вещества, не обладающие физическими свойствами металлов . Из 114 химических элементов 92 относятся к металлам, 22 являются неметаллами. Неметаллы - простые вещества, при обычных условиях могут быть газами, жидкостями и твёрдыми веществами (рис. 46).

Рис. 46.
Простые вещества - неметаллы

Лабораторный опыт № 6
Ознакомление с коллекцией неметаллов

Ознакомьтесь с коллекцией неметаллов. Запишите химические формулы выданных вам неметаллов, расположите их в порядке возрастания:

1. плотности;
2. твёрдости;
3. блеска;
4. интенсивности изменения цвета.

Для выполнения задания используйте приложения 1 и 2, дополнительные источники информации.

Газами являются гелий Не, неон Ne, аргон Аr, криптон Кr, ксенон Хе, радон Rn. Их называют инертными газами. Молекулы инертного газа состоят из одного атома. На внешнем электронном слое у атомов инертных газов (за исключением гелия) восемь электронов. У гелия - два. Своей химической устойчивостью инертные газы напоминают благородные металлы - золото и платину, и у них есть второе название - благородные газы. Это название более подходит к инертным газам, которые всё-таки вступают иногда в химические реакции и образуют соединения. В 1962 г. появилось сообщение о том, что получено соединение ксенона с фтором. Сейчас известно уже более 150 соединений ксенона, криптона, радона с фтором, кислородом, хлором и азотом.

Представление о химической исключительности благородных газов оказалось не очень состоятельным, и потому вместо предполагаемой нулевой группы инертные газы были помещены в VIII группу (VIIIA группу) таблицы Д. И. Менделеева.

Гелием, по легкости уступающим только водороду, но, в отличие от последнего, негорючим, т. е. не представляющим пожарной опасности, заполняют аэростаты и дирижабли (рис. 47).

Рис. 47.
Воздушные шары и дирижабли заполняют гелием

Неон используют для изготовления световой рекламы (рис. 48). Вспомните образное выражение «улицы города были залиты неоном».

Газы водород, кислород, азот, хлор, фтор образуют двухатомные молекулы, соответственно - Н 2 , O 2 , N 2 , Cl 2 , F 2 .

Состав вещества изображают на письме, используя химические знаки и цифры - индексы, с помощью химической формулы. По химической формуле, как вы уже знаете, вычисляют относительную молекулярную массу вещества (Мr). Относительная молекулярная масса простого вещества равна произведению относительной атомной массы на число атомов в молекуле, например кислорода O 2:

Мr(02) = Аr(0) × 2 = 16 × 2 = 32.

Однако элемент кислород образует ещё одно газообразное простое вещество - озон, в состав молекул которого входят уже три атома кислорода. Химическая формула озона 0 3 , а его относительная молекулярная масса: Мr(03) = 16 × 3 = 48.

Свойства аллотропных модификаций химического элемента кислорода - простых веществ кислорода O 2 и озона O 3 - различны. Кислород не имеет запаха, а озон пахнет (отсюда и его название - в переводе с греческого озон означает «пахнущий»). Этот запах, аромат свежести, можно почувствовать во время грозы, так как озон образуется в малых количествах в воздухе в результате электрических разрядов.

Кислород - газ без цвета, а озон имеет бледно-фиолетовый цвет. Озон более бактерициден (лат. цидао - убивать), чем кислород. Поэтому озон применяют для обеззараживания питьевой воды. Озон способен удерживать ультрафиолетовые лучи солнечного спектра, губительные для всего живого на Земле, и потому озоновый слой, располагающийся в атмосфере на высоте 20-35 км, защищает жизнь на нашей планете (на рисунке 49 вы видите фотографию, сделанную из космоса с помощью искусственного спутника Земли, где области пониженного содержания озона в атмосфере («озоновые дыры») обозначены белым цветом).

Рис. 49.
«Озоновые дыры» в атмосфере Земли

Из простых веществ - неметаллов при обычных условиях жидкостью является только бром, молекулы которого двухатомны. Формула брома Вr 2 . Это тяжёлая бурая, с неприятным запахом жидкость (отсюда и название, так как бромос с древнегреческого переводится как «зловонный»).

Некоторые твёрдые вещества - неметаллы известны с древнейших времён - это сера и углерод (в форме древесного угля, алмаза и графита).

У твёрдых веществ - неметаллов также наблюдается явление аллотропии. Так, элемент углерод образует такие различные по внешнему виду простые вещества, как алмаз, графит (рис. 50). Причина отличия свойств алмаза и графита состоит в строении кристаллических решёток этих веществ, которые вы рассмотрите несколько позднее.

Рис. 50.
Аллотропные видоизменения углерода и области их применения

Элемент фосфор имеет две аллотропные модификации: фосфор красный (им покрывают боковую сторону спичечного коробка) и фосфор белый. Последний имеет четырёхатомную молекулу, состав его отражается формулой Р 4 .

Твёрдым веществом - неметаллом является кристаллический иод с двухатомной молекулой I 2 . Не путайте его со спиртовым раствором иода - йодной настойкой, которая имеется в каждой домашней аптечке.

Кристаллический иод и графит не похожи на остальные простые вещества - неметаллы, они имеют металлический блеск.

Чтобы показать относительность деления простых веществ на основании их физических свойств на металлы и неметаллы, рассмотрим аллотропию химического элемента олова Sn. При комнатной температуре обычно существует бета-олово (β-Sn). Это всем известное белое олово - металл, из которого раньше отливали оловянных солдатиков (рис. 51, а) (вспомните сказку X. К. Андерсена «Стойкий оловянный солдатик»). Оловом покрывают изнутри консервные банки (рис. 51, б). Оно входит в состав такого известного сплава, как бронза, а также припоя (рис. 51, в).

Рис. 51.
Области применения олова:
а - игрушки; б - производство консервных банок; в - припой

При температуре ниже +13,2 °С более устойчиво альфа-олово (α-Sn) - серый мелкокристаллический порошок, имеющий скорее свойства неметалла. Процесс превращения белого олова в серое быстрее всего идёт при температуре, равной -33 °С. Это превращение получило образное название «оловянная чума».

Сравним теперь простые вещества - металлы и неметаллы с помощью таблицы 3.

Таблица 3
Простые вещества

Ключевые слова и словосочетания

1. Благородные газы.
2. Аллотропия и аллотропные видоизменения, или модификации.
3. Кислород и озон.
4. Алмаз и графит.
5. Фосфор красный и белый.
6. Белое и серое олово.
7. Относительность деления простых веществ на металлы и неметаллы.

Работа с компьютером

1. Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
2. Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.

Вопросы и задания

1. Рассмотрите этимологию названий отдельных благородных газов.
2. Почему химически неверно поэтическое выражение «В воздухе пахло грозой»?
3. Запишите схемы образования молекул: Na 2 , Br 2 , O 2 , N 2 . Каков тип химической связи в этих молекулах?
4. Какой тип химической связи должен быть в металлическом водороде?
5. Экспедиция полярного исследователя Р. Скотта к Южному полюсу в 1912 г. погибла из-за того, что потеряла весь запас горючего: оно находилось в запаянных оловом баках. Какой химический процесс лежал в основе этого?

Неметаллами называют химические элементы, которые образуют в свободном виде простые вещества, они не обладают физическими свойствами металлов. Из 109 химических элементов 87 можно отнести к металлам, 22 являются неметаллами .

При обычных условиях неметаллы могут находится в газообразном, жидком , а также твердом состоянии .

Газами являются гелий He, неон Ne, аргон Ar, криптон Kr, ксенон Xe, радон Rn. Это все инертные газы . Каждая молекула инертного газа состоит из одного атома. На внешнем электронном уровне у атомов инертных газов (кроме гелия) расположены восемь электронов. У гелия лишь два. Из-за своей химической устойчивости инертные газы можно сравнивать с благородными драгоценными металлами – золотом и платиной, у них также есть и другое название – благородные газы. Подобное название лучше подходит к инертным газам, так как они могут вступать в химические реакции и образовывать химические соединения. В 1962 году стало известно, что ксенон и фтор могут образовывать соединения. С того времени, известно более 150 химических соединений ксенона, криптона, радона с фтором, кислородом, хлором и азотом.

Представление о химической исключительности благородных или инертных газов, оказалось не совсем верным, поэтому вместо ожидаемой нулевой группы инертные газы были отнесены к восьмой группе Периодической системы.

Такие газы как водород, кислород, азот, хлор и фтор образуют двухатомные молекулы, уже знакомые нам H 2 , O 2 , N 2 , CL 2 , F 2 .

Выразить состав вещества можно при помощи химических и математических знаков – химической формулой. Как мы уже знаем, по химической формуле можно вычислить относительную молекулярную массу вещества (Mr). Относительная молекулярная масса простого вещества равна произведению относительной атомной массы на число атомов в молекуле, к примеру, кислорода: O 2

Mr (O 2) = Ar (O) · 2 = 16 · 2 = 32

Тем не менее, кислород может образовывать еще одно газообразное простейшее вещество – озон, в состав молекулы озона входят уже три атома кислорода. Химическая формула O 3 .

Способность атомов одного химического элемента создавать несколько простых веществ называется аллотропией , а эти простые вещества – аллотропными изменениями , их также называют модификациями .

Свойства аллотропных модификаций химического элемента кислорода: простых веществ O 2 и озона O 3 существенно различаются.

Кислород не обладает характерным запахом в отличие от озона (отсюда пришло и название озона – в переводе с греческого языка озон обозначает «пахнущий»). Подобный аромат, можно ощутить во время грозы, газ образуется в воздухе за счет электрических разрядов.

Кислород не обладает цветом в отличие от озона, который можно отличить по бледно-фиолетовому оттенку. Озон обладает бактерицидными свойствами. Он также используется для обеззараживания питьевой воды. Озон может препятствовать прохождению ультрафиолетовых лучей солнечного спектра, они губительны для всех живых организмов на Земле. Озоновый экран (слой), который находится на высоте 20-35 км, защищает все живое от губительных солнечных лучей.

Из 22 простых веществ-неметаллов при обычных условиях в жидкообразном состоянии существует только бром, его молекулы двухатомны. Формула Брома: Br 2 .

Бром представляет из себя тяжелую бурую, с неприятным запахом жидкость (бромос с древнегреческого языка переводится как «зловонный»).

Такие твердые вещества-неметаллы как сера и углерод известны еще с древних времен (древесный уголь).

Твердые вещества-неметаллы также склонны к явлению аллотропии. Углерод может образовывать такие простые вещества, как алмаз, графит и т.п. Различие в строение алмаза и графита заключается в строении кристаллических решеток.

Остались вопросы? Не знаете, как сделать домашнее задание?
Чтобы получить помощь репетитора – .
Первый урок – бесплатно!

blog.сайт, при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.